Elektronovou teorii chemické vazby navrhl a rozvinul americký fyzikální chemik G. N. Lewis v letech 1912-1916 [1] . Kovalentní chemická vazba podle Lewise vzniká v důsledku socializace páru elektronů , to znamená, že hustota elektronů je rozdělena mezi dva atomy , na rozdíl od tehdy převládající teorie, že jeden z vázaných atomů nese kladný a jiný záporný náboj. Lewis také navrhl, aby elektrony byly označeny tečkami u symbolu chemického prvku . Elektronová teorie chemické vazby zahrnuje Lewisovu myšlenku, že kompletní vnější elektronová vrstva atomu obsahuje osm elektronů.
Elektronová teorie Lewisovy chemické vazby se stala základem klasické teorie struktury v organické chemii , založené na konceptu párové vazby mezi atomy tvořené dubletem elektronů. Například vazba CC v molekule etanu je znázorněna jako pár elektronů patřících oběma atomům uhlíku (obr. 1).
V tomto případě elektrony atomů vodíku vyplňují elektronové obaly obou atomů uhlíku až do oktetu ( oktetové pravidlo ).
Ke vzniku chemické vazby může dojít jak socializací dvou elektronů náležejících k různým atomům nebo volných radikálů
R + R → R : R ,
a jako výsledek přenosu páru elektronů jedním z atomů pro běžné použití s jiným, elektronově deficitním atomem, podle mechanismu donor-akceptor :
X + + :Y - → X :Y
Koncepty elektronové teorie chemické vazby jsou obecně přijímaným jazykem teoretické organické chemie [2] .
Vznik kovalentní vazby, uskutečněný podle Lewise elektronovým párem společným dvěma atomům (dubletem elektronů), byl následně W. Heitlerem a F. Londonem interpretován v rámci kvantové mechaniky jako efekt tzv. překrývající se elektronové hustoty ( atomové orbitaly ) interagujících atomů. V rámci této teorie ( teorie valenčních schémat ) dochází ke vzniku valenční vazby mezi dvěma atomy vzájemnou kompenzací spinů jejich valenčních elektronů a vzniklý elektronový pár vstupuje do vnějších elektronových obalů obou atomů . .
Koncepce elektronové teorie chemické vazby a jejího kvantově mechanického doplňku, teorie valenčních schémat, se ukázaly jako nepoužitelné pro popis struktury „neklasického“ iontu, molekulárního vodíkového iontu H 2 + , molekulární sloučeniny tvořené tzv. jediný elektron. V molekulárním vodíkovém iontu H 2 + není žádný dublet elektronů, žádná kompenzace spinů elektronů, žádné překrývání atomových orbitalů, které tvoří kovalentní vazbu, protože v systému je přítomen pouze jediný elektron. Molekulární vodíkový iont H 2 + je však stabilní sloučenina [3] .
Vazebný elektronový pár byl původně reprezentován dvěma body umístěnými mezi dvěma atomy molekuly.
S příchodem teorie valenčních schémat a objevem spinu elektronu začal být elektronový pár reprezentován dvěma rovnoběžnými šipkami směřujícími v opačných směrech a umístěnými v oblasti překrytí atomových orbitalů (obr. 1).
V rámci teorie valenčních schémat byl atom uhlíku v alkanech , např. v metanu , obklopen čtyřmi vazebnými elektronovými páry (obr. 2).
V teorii molekulárních orbitalů se vazebný elektronový pár začal znázorňovat ve formě vrstevnicových map elektronové hustoty. Na Obr. Obrázek 3 ukazuje vrstevnicovou mapu rozdílů v elektronové hustotě pro molekulu vodíku (plné čáry jsou oblasti nárůstu elektronové hustoty (v jednotkách elektronového náboje)), tečkované čáry jsou oblasti jejího poklesu ve srovnání s elektronovou hustotou nevázaného vodíku atomy přivedené k sobě rovnovážnou vzdáleností [4] .
Ve všech případech je vazebný elektronový pár nebo elektronová hustota soustředěna na linii spojující jádra molekuly. V teorii odpuzování valenčních elektronových párů byly odhadnuty velikosti elektronových oblaků vazebných elektronových párů, Å [5] :
| Druhá perioda | Třetí perióda | Čtvrtá perioda | ||||
| živel | r e | živel | r e | živel | r e | |
| Li | 0,86 | Na | 0,85 | K | 0,87 | |
| Být | 0,74 | mg | 0,85 | Ca | 0,81 | |
| B | 0,61 | Al | 0,75 | Ga | 0,68 | |
| C | 0,62 | Si | 0,76 | Ge | 0,69 | |
| N | 0,59 | P | 0,76 | Tak jako | 0,74 | |
| Ó | 0,57 | S | 0,75 | Se | 0,75 | |
| F | 0,57 | Cl | 0,73 | Br | 0,75 | |
| Ne | 0,56 | Ar | 0,72 | kr | 0,75 | |
K popisu chemických sloučenin s násobnými vazbami zavádí L. Pauling myšlenky o σ- a π-vazebných elektronových párech. Elektronový pár tvořící σ-vazbu má podle Paulinga cylindrickou symetrii vzhledem k vazbě, zatímco elektronový pár tvořící π-vazbu je antisymetrický vzhledem k rovině procházející vazbou. Předpokládalo se, že dvojná vazba se skládá z jedné σ- a jedné π-vazby a trojná vazba se skládá z jedné σ- a dvou ortogonálních π-vazeb. [6]
V této interpretaci se vazebné elektronové páry staly nerovnými - σ-vazby byly umístěny podél čáry spojující jádra molekuly a elektronové páry π-vazby byly z této čáry posunuty (obr. 4.)
Později, na sympoziu věnovaném památce Kekule (Londýn, září 1958), L. Pauling opustil σ-, π- popis násobných vazeb a navrhl teorii ohnuté chemické vazby , ve které jsou všechny vazebné elektronové páry ekvivalentní. a odstraněny z linie spojující jádra atomů molekuly. Dvojná vazba je reprezentována jako kombinace dvou a trojná vazba je reprezentována jako tři identické zakřivené chemické vazby. [7]
Při znalosti mezijaderných vzdáleností obyčejné chemické vazby (1,54 Å), dvojné chemické vazby (1,33 Å) a trojné chemické vazby (1,20 Å) [7] , bylo možné vypočítat výchylku obyčejné chemické vazby jako u dvojné vazby. (0,388 Á) a v trojné vazbě (0,483 Á).
V teorii odpuzování elektronových párů jsou tři vazebné elektronové páry trojné vazby reprezentovány jako tři zploštělé koule, které dávají tvar disku nebo zploštělému elipsoidu, umístěné kolem čáry spojující jádra atomů molekuly acetylenu ( Obr. 5).
Teorie ohýbané chemické vazby a teorie odpuzování elektronových párů na rozdíl od teorie valenčních vazeb a teorie molekulových orbitalů počítaly s elektrostatickým odpuzováním elektronů.
Elektrostatické odpuzování elektronů přímo ve vazebném elektronovém páru bylo implikováno v Bohrově chemické vazbě . Niels Bohr si představil elektronový pár ve formě kruhu elektronů. V metanu, podle Bohra:
Uhlíkové jádro, uzavřené ve velmi malém prstenci dvou elektronů, se nachází ve středu (tetrahedron) a jádro vodíku je v rozích. Chemické vazby jsou čtyři dvouelektronové kruhy rotující kolem čar spojujících střed s rohy [8]V současné době je uvedena následující interpretace vazebného elektronového páru (obr. 6):
Jednoduchý model dvouatomové vazby lze znázornit jako dvě jádra, mezi kterými rotují vazebné elektrony v rovině kolmé k ose spojující jádra. Předpokládá se, že mezi nabitými částicemi (elektrony, jádry) působí pouze elektrostatické síly. Pokud mají atomy spojující se do molekuly stejné ionizační potenciály, je rovina rotace elektronů umístěna ve stejné vzdálenosti od každého z jader. Pokud jsou ionizační potenciály různé, pak je rovina rotace elektronového páru posunuta směrem k atomu s velkým STP . [9](PIP - první ionizační potenciál)