chèminis ryšỹs, atomų sąveika, lemianti chemiškai patvarių daugiaatomių sistemų (molekulių, jonų, radikalų, kompleksų, kristalų, chemiškai sorbuotų paviršiaus junginių) susidarymą.
Tipai
Yra joninis, kovalentinis, koordinacinis, metališkasis ir vandenilinis cheminis ryšys. Joninį ryšį sudaro periodinės elementų sistemos I–III grupių metalai su V–VII grupių nemetalais, nes šių elementų atomai linkę sudaryti užpildytą elektroninę konfigūraciją, būdingą inertinių dujų atomams (natris atiduoda elektroną ir tampa Na+ jonu, o fluoras prisijungia elektroną ir tampa F– jonu). Elektrostatinių jėgų veikiami jonai traukia vienas kitą – susidaro joninis junginys. Kovalentinis ryšys paprastai jungia nemetalų atomus, kai jie turi bendrą valentinių elektronų porą (po vieną iš kiekvieno atomo). Šį ryšį sudaro dviejų nesužadintų atomų nesuporuoti (orbitalėje yra vienas elektronas) elektronai. Tvirčiausias kovalentinis cheminis ryšys vadinamas σ-ryšiu. Jis susidaro atomų valentinių elektronų orbitalių didžiausios sanklotos kryptimi. Vandens H2O, vandenilio sulfido H2S, amoniako NH3 molekulėse kampai tarp ryšių artimi 90°. Susidarant dvigubajam ir trigubajam ryšiui p elektronų apvalkalai persikloja ne išilgai ryšio ašies, o lygiagrečioje plokštumoje; toks kovalentinis cheminis ryšys vadinamas π‑ryšiu. Jis silpnesnis už σ‑ryšį.
kovalentinis cheminis ryšys: a, b, c – σ‑ryšys, d – π‑ryšys, e – δ‑ryšys, f, g – δ‑ryšys su hibridinėmis orbitalėmis (orbitalių sanklotos sritys geltonos, linijos rodo ryšio kryptį)
Kai d elektronų orbitalės persikloja būdamos dviejose ryšio ašiai statmenose plokštumose, toks dar sudėtingesnis ir silpnesnis cheminis ryšys vadinamas δ‑ryšiu. Jei kovalentinis ryšys jungia skirtingų elementų atomus (jų bendros poros elektronų debesis pasislinkęs daugiau prie vieno kurio nors atomo), jis vadinamas poliniu, jei jis jungia vienos rūšies elemento atomus (jų bendros poros elektronų debesis pasiskirsto simetriškai abiejų atomų branduolių atžvilgiu) – nepoliniu. Kompleksiniams junginiams būdingas koordinacinis ryšys, kuris skiriasi nuo kovalentinio tik savo susidarymo būdu. Kietųjų ir skystųjų metalų atomus jungia metališkasis ryšys. Jis panašus į kovalentinį; kai ryšys kovalentinis, elektronai bendri 2 gretimiems atomams, kai ryšys metališkasis, jie delokalizuoti daugelio atomų sistemoje, todėl pastaruoju atveju cheminis ryšys nenutrūksta net ir gerokai pasislinkus atomams vienas kito atžvilgiu. Be aprašytų 4 pagrindinio valentingumo ryšių, yra dar šalutinio valentingumo ryšiai – silpni cheminiai ryšiai, nes juos lemia elektrostatinės prigimties jėgos, veikiančios tarp jonų ir dipolių arba tarp dipolių. Vienas būdingiausių šalutinio valentingumo ryšių – vandenilinis ryšys. Labai artimas vandeniliniam yra tiltelinis ryšys, esantis boranuose B–H–B, kietame aliuminio hidride Al–H–Al. Dar sudėtingesnis daugiacentris ryšys, esantis sluoksniniuose (vadinamas sumuštinio tipo) junginiuose (metalocenuose, kurių aromatinio žiedo p orbitalės persikloja su metalo atomo, dažnai atsidūrusio tarp dviejų žiedų, orbitalėmis).
Istorija
Joninio cheminio ryšio teoriją 1915 sukūrė Waltheris Ludwigas Julius Kosselis (Vokietija) ir 1916 G. N. Lewisas. Kryptinio (linkminio) valentingumo teorijos pagrindus 1927 sukūrė Walteris Heinrichas Heitleris (Vokietija) ir Fritzas Wolfgangas Londonas (Vokietija), teoriją patobulino L. Paulingas. Molekulinių orbitalių teoriją sukūrė Friedrichas Hermannas Hundas (Vokietija) ir R. S. Mullikenas.
1459
-Joninis ryšys, kovalentinis ryšys, metališkasis ryšys, tiltelinis ryšys, σ-ryšys, π‑ryšys, δ‑ryšys