Kemijska veza
Kemijska veza energetski je problem. Jezgre i elektroni raspoređuju se tako da zbroj privlačnih i odbojnih interakcija daje stanje niže energije. „Ionska“, „kovalentna“ i „metalna“ veza korisni su modeli raspodjele elektrona, a ne tri neovisne sile.
Razlika elektronegativnosti
Ravnotežnu udaljenost određuje minimum energije
Kada su atomi daleko, slabo međudjeluju. Pri približavanju privlačenje jezgara i elektrona može sniziti energiju, ali pri vrlo maloj udaljenosti naglo rastu odboji jezgra–jezgra i elektron–elektron.
Ravnotežna duljina veze nalazi se u minimumu potencijalne energije. Za kidanje veze treba dovesti energiju jer sustav izvodimo iz tog minimuma. Duljina veze i energija veze povezane su, ali nisu ista veličina.
Ionska veza svojstvo je cijele rešetke
U ionskom kristalu obično ne postoji jedna izolirana „molekula NaCl“. Kationi i anioni tvore proširenu rešetku, a njezina stabilnost proizlazi iz zbroja elektrostatskih interakcija mnogih susjeda.
Prijenos elektrona između izoliranih atoma sam po sebi može trošiti energiju. Stabilnost kristala treba promatrati zajedno s energijom ionizacije, elektronskim afinitetom i velikom stabilizacijom pri nastanku rešetke.
Kovalentna veza znači zajedničku elektronsku gustoću
U kovalentnoj vezi elektroni zauzimaju stanja raspoređena preko više od jedne jezgre. Lewisov par vrlo je korisno računovodstvo, ali stvarna elektronska gustoća proizlazi iz valne funkcije cijele molekule.
Veći red veze često je povezan s kraćom i jačom vezom, primjerice u nizu C–C, C=C, C≡C. To je trend, a ne jednostavna univerzalna jednadžba jer utječe i kemijsko okruženje.
Elektronegativnost opisuje polarizaciju, ne oštru granicu
Ako se atomi razlikuju u elektronegativnosti, zajednička elektronska gustoća pomiče se prema elektronegativnijem atomu. Nastaju djelomični naboji i dipolni moment veze.
Ne postoji jedna temeljna vrijednost Δχ koja bi naglo pretvorila kovalentnu vezu u ionsku. Karakter veze čini kontinuum, a u čvrstoj tvari važna je ukupna elektronska struktura.
Lewisove strukture i oktet imaju granice
Lewisove strukture dobro prikazuju valentne elektrone, slobodne parove i formalne naboje. Rezonancija znači da više crteža može predstavljati jedno delokalizirano stanje, a ne molekulu koja brzo skače među crtežima.
Pravilo okteta ne uspijeva kod čestica s neparnim brojem elektrona, elektronski deficitnih spojeva te mnogih spojeva elemenata treće periode i prijelaznih metala. Model treba birati prema pitanju. Stvarna veza zato se najbolje procjenjuje kombiniranjem energetike, geometrije i elektronske gustoće, a ne samo jednim Lewisovim crtežom ili razlikom elektronegativnosti.
Riješeni primjeri
HCl
Cl privlači zajedničku gustoću jače od H pa je veza H–Cl polarna.
Rješenje
C=C i C–C
Veći red veze između istih atoma obično znači kraću i jaču vezu.
Rješenje
NaCl u kristalu
Stabilnost proizlazi iz cijele ionske rešetke, a ne iz izoliranog para Na⁺–Cl⁻.
Rješenje