Ĥemia ligo

Ĥemia ligo aŭ kemia ligo estas la nomo de la kunigaj fortoj, kiuj respondecas pri tio, ke atomoj restas kune (atomoj malofte troviĝas nekunligitaj en nature okazantaj kondiĉoj; anstataŭe ili troviĝas ligitaj al aliaj atomoj).

Se atomo estas ligita kun aliaj de sama speco, rezultas homoatoma (sam-atoma) molekulo: ekzemple, O2 kaj N2, kiuj estas duatomaj molekuloj de la gasoj oksigeno kaj nitrogeno. Tamen plej ofte atomo de ĥemia elemento troviĝas ligita kun alispecaj elementatomoj, tiel formante heteroatomajn molekulojn de kombinaĵoj. La emon kaj la kapablon de atomo ligiĝi kun aliaj atomoj determinas elektronaj konfiguracioj.

Ĥemiaj ligoj estas la fortoj aŭ interagoj, kiuj ligas atomojn kune en la
formo de kompleksaj agregaĵoj.

La procezo mem de la formiĝo de ĥemiaj ligoj nomiĝas ""ligiĝo". Laŭ nuntempa teorio, ĥemiaj ligoj rezultas el la interago de specifaj elektronoj
entenitaj en la kombiniĝantaj atomoj.

La specifaj elektronoj partoprenantaj en ligiĝo nomiĝas valentaj elektronoj.

Por ĉefgrupaj elementoj, valentaj elektronoj estas tiuj en la
plej ekstera ŝelo, t.e. la ŝelo de la plej alta ŝelnumero (n). Ĉi tiuj
elektronoj ĉiam estos en subŝeloj aŭ s aŭ p.

Ekz-e:

Kiom da valentaj elektronoj enhavas atomoj de ĉiu en la sekvaj elementoj:
a) 11Na, (b) 33As?

Solvo:

a) La elektrona konfiguracio de natrio (Na) estas 1s22s22p63s1.

Iuj ajn elektronoj en la plej ekstera ŝelo (plej granda valoro n) estos
valentaj elektronoj. Ekstera ŝelo estas la tria (n = 3), kiu entenas unu
1s- kaj neniujn p-elektronojn. Do, estas nur 1 valent-elektrono, la
elektrono 3s.

b) La elektrona konfiguracio de arseno (As) estas 1s22s22p63s23p64s23d104p3.

Ĉar As estas ĉefgrupa elemento, nur plej foraj subŝeloj s kaj p postulas konsideron. La plej fora ŝelo estas ŝelo 4 entenanta 5 valentelektronojn: 2 el la subŝelo 4s kaj 3 en la subŝelo 4p. Rimarku ke la subŝel-elektronoj 3d ne eniras en la nombron da valentelektronoj, ĉar la subŝelo 3d troviĝas en interna ŝelo (n = 3).

Ke nur la plej foraj elektronoj de atomoj estas tiuj implicitaj en ligiĝo
estas logike, ĉar ili estas la unuaj kiuj alproksimiĝas kiam atomoj kolizias
- necesa okazaĵo por reakcioj de kombiniĝo. Ankaŭ ĉi tiuj elektronoj
lokiĝas plej fore de la nukleo, kaj do estas la malplej forte ligitaj, ĉar
altirforto al la nukleo varias laŭ distanco; do estas ili, kiuj emas
pleje rearanĝiĝi.

Por ĉef-grupaj elementoj, oni disponas pri stenografia prezentiĝo de la
nombro da valentaj elektronoj. Ĝi estas la elektron-punkta strukturo.

Litio: 1s22s1 | Li.

Berilo: 1s22s2 | .Be.

elektron-punkta strukturo - en elektron-punkta strukturo, unu punkto por ĉiu valentelektrono estas lokita ĉirkaŭ la elementa simbolo.

Do, eblas fari seriojn:
 H, Li, Na, K: unu punkto - X.
 Be, Mg, Ca: du punktoj - .X.
 B, Al: tri punktoj, sed ĉiuj en malsamaj flankoj de la ĥemia simbolo
 C, Si: kvar punkoj, ĉiuj en malsamaj flankoj
 N, P: tri punktoj en malsamaj flankoj kaj unu paro en la sama
 O, S: du punktoj en malsamaj flankoj kaj du paroj en la sama
 F, Cl: unu punkto en malsama flanko kaj tri paroj en la sama
 noblaj/nobelaj gasoj, escepte He: kvar paroj da valentelektronoj

Ni povas fari tri gravajn ĝeneraligojn pri valentelektronoj surbaze de
elektron-punktaj diagramoj:

1. Elementoj en sama grupo de perioda tabelo havas saman nombron da valentelektronoj.
2. La grupa numero donas la nombron da valentelektronoj.
3. La maksimuma nombro da valentelektronoj estas 8.

Povas okazi, ke iuj ŝeloj (n estas pli ol 2) enhavas pli ol 8 elektronojn.
Tamen, tio okazas nur kiam ili ne estas la plej fora ŝelo kaj do ne la
valenta ŝelo. Ekzemple, arseno havas 18 elektronojn en sia tria ŝelo. Sed estas ŝelo 4 kiu estas la valenta ŝelo en arseno.

vidu: okopa regulo - Atomoj emas interagi per rearanĝiĝo (transgrupiĝo) de elektronoj tiel ke ĉiu partoprena atomo atingas noblagasan elektronan konfiguracion.

Du modeloj klarigas pri la naturo de la ĥemia ligo:

 jona modelo: laŭ la jon(lig)a modelo, atomoj ligiĝas per gajno aŭ perdo de elektronoj de aliaj atomoj tiamaniere, ke ili atingas noblagasan konfiguracion - tiel, la jonliga modelo temas pri elektrona transiĝo (transdoniĝo) - speciale utilas por priskribi la ligojn en kombinaj entenantaj kaj metalojn kaj ne-metalojn;

 kovalenta modelo: en la kovalenta modelo, atomoj obeas la okopan regulon per kunhaviĝo (komuniĝo) de elektronoj - tiel, la kovalenta modelo temas pri elektrona kunhaviĝo - ordinare uziĝas por ligaj situacioj kie ĉiuj atomoj estas nemetaloj.

 Vidu ankaŭ 
Forto de Van-der-Waals

 Antiliga molekula orbitalo
 Duobla ligo
 Elektrono
 Jono
 Perioda tabelo