Anorgaaniline Keemia/Keemiline Side

Keemiline side on elektroni(de) ja tuumade vaheline vastastikmõju, mis põhjustab nende ühendamist aineteks ja molekulaarseteks osakesteks. Kõige väiksemad osakesed, milles esineb keemiline side on H₂⁺, H₂, H₃⁺ ja HeH⁺. Nende ja rohkem tuttavate ainete moodustumine aatomitest ja joonidest on põhjustatud energia miinimumi printsiipiga. Keemiline side stabiilsuse kriteeriumiks võib võtta variaali teoreemi, mille täitumist saab jälgida kvantarvutustes. Teiseks stabiilsuse kriteeriumiks on molekulideks, aatomiteks ja ioonideks lagunemise koguenergia barjääri nullist erinev väärtus. Näiteks, O₂⁺ katioon on ebastabiilne hapniku aatomiks ja ioonis lagunemise suhtes, kuid lagunemise barjääri väärtus on nullist erinev mistõttu katioon esineb O₂PtF₆ soolas.

Viriaali teoreem

Keemiline side on põhjustatud elektromagnetilisest vastastikmõjust. Aatomi ja stabiilse molekulaarse ühendi puhul kehtib kvantmehaaniline viriaali teoreem: V = −2T, kus V on potentsiaalne ning T on kineetiline energia. Nii aatomite, kui ka ühendi puhul koguenergia võrdub E = V + T. Ühend on stabiilne aatomiteks lagunemise suhtes, kuna tema suhteline kogueneriga ΔE < 0. Vastavalt viriaali teoreemile ΔV = 2ΔE < 0 ning ΔT = −ΔE > 0, kus ΔX = X_ühend − ΣX_aatom. Potentsiaalse energia muudu arvutamisel tuleb arvestada elektron–tuum tõmbumisega, elektron–elektron tõukumisega ja ka tuum–tuum tõukumisega, mille osakaalud on kõik märkimisväärsed. Aga kineetilise energia muudu arvutamisel, esimeses lähenduses, võib arvestada ainult elektroni liikumise kineetilise energiaga, millest järeldub, et keemiline side tekib tänu elektroni(de) jagamisele mitme tuuma vahel. Täpsemini, keemiline side tekib tänu sellisele elektrontiheduse ümberjaotamisele tuumade lähenemisel, mis viib koguenergia vähendamisele.

Elektrontiheduse ümberjaotuse mehhanismid

Elektrontiheduse sünoonimiks tihtikasutakse elektronpaar, mis kirjeldab ideaalselt lokaliseeritud elektrontihedust.

Laenguülekande ja tagasi annetamise mehhanismid

Laenguülekande mehhanismi järgi elektrontiheduse ümberjaotus teostub elektroni üleminekuga ühest aatomist teisele: [D· + ·A ⇒ D⁺–:A⁻]. Näiteks NaCl ja üldiselt ioonilistes ühendites. Tagasi annetamise mehhanismi järgi lisaks elektrontiheduse annetamise (nt σ-sideme kaudu) toimub ka tagasi annetamine (nt π-sideme kaudu). Näiteks CO molekulis ja sageli komplesühendites.

Radikaalne mehhanism

Radikaalse mehhanismi järgi elektrontiheduse ümberjaotus teostub ühise elektronpaari vahendusel: [X· + ·X ⇒ X·–·X]. Näiteks H₂ molekulis ja üldiselt kovalentsetes ühendites.

Doonor-aktseptor mehhanism

Doonor-aktseptor mehhanismi järgi elektrontiheduse ümberjaotus teostub doonoraatomi elektronpaari ja aktseptoraatomi vaba orbitaali osalusel: [D: + ☐A ⇒ D:→A]. Näiteks BH₃·NH₃ adduktis ja üldiselt kompleksühendites. Reaktsioonis BH₃ + H⁻ → BH₄⁻ vaba orbitaaliks on MO millele vastab boori p-orbitaal. Reaktsioonid PF₅ + F⁻ → PF₆⁻ ja ClF₅ + F⁻ → ClF₆⁻ toimuvad samuti doonor-aktseptor mehhanismi järgi, kuigi esmapilgul PF₅-s puudub vaba orbitaal ning ClF₅-s on isegi olemas vaba elektronpaar. Esiteks, MO tasemel selliste kompleks-ioonide moodustamisel vaba orbitaali rolli mängib e_g MO ruudukujulise püramiidse XF₅ geomeetrias. Teiseks, reaktsiooni soodustavad steeriline ning elektstaatiline faktorid kuna tsentraalaatom on piisavalt suur, et paigutada ümber kuus ligandi, ning moodustunud ioonide vaheline elektrostaatiline interaktsioon annab positiivse panuse vabaenergia muudule. Sarnaselt tekib ka halogeenside reaktsioonis I₂ + I⁻ → I₃⁻, kus vaba orbitaaliks on lõdvendad σ*-orbitaal ning tekkinud triioodid-anioonis on laeng delokaliseeritud kolme aatomi ümber.