Cheminis ryšys atsiranda, kai du ar daugiau atomų susijungia ir sudaro molekulę. Moksle galioja bendras principas, kad visos sistemos stengsis pasiekti žemiausią energijos lygį, o cheminis ryšys įvyks tik tada, kai gali susidaryti molekulė, turinti mažiau energijos nei jos nesusijungę atomai. Trys pagrindiniai ryšių tipai yra joniniai, kovalentiniai ir metaliniai. Visa tai apima elektronų judėjimą tarp atomų įvairiais būdais. Kitas, daug silpnesnis, tipas yra vandenilinis ryšys.
Atominė struktūra
Atomai susideda iš branduolio, kuriame yra teigiamai įkrautų protonų, kuris yra apsuptas vienodo skaičiaus neigiamai įkrautų elektronų. Todėl paprastai jie yra elektra neutralūs. Tačiau atomas gali prarasti arba įgyti vieną ar daugiau elektronų, suteikdamas jam teigiamą arba neigiamą krūvį. Kai žmogus turi elektros krūvį, jis vadinamas jonu.
Tai elektronai, kurie dalyvauja cheminiuose ryšiuose. Šios dalelės yra išdėstytos į apvalkalus, kurie gali būti laikomi egzistuojančiais vis didesniu atstumu nuo branduolio. Paprastai kuo toliau nuo branduolio yra apvalkalai, tuo daugiau energijos jie turi. Yra ribotas elektronų, galinčių užimti apvalkalą, skaičius. Pavyzdžiui, pirmasis, vidinis, apvalkalas turi dviejų ribą, o kitas – aštuoni.
Daugeliu atvejų surišime dalyvauja tik atokiausio apvalkalo elektronai. Jie dažnai vadinami valentiniais elektronais. Paprastai atomai bus linkę jungtis vienas su kitu taip, kad visi jie gautų pilną išorinį apvalkalą, nes šios konfigūracijos paprastai turi mažiau energijos. Grupė elementų, žinomų kaip tauriosios dujos – helis, neonas, argonas, kriptonas, ksenonas ir radonas – jau turi pilnus išorinius apvalkalus ir dėl to jie paprastai nesudaro cheminių ryšių. Kiti elementai paprastai bandys pasiekti tauriųjų dujų struktūrą duodami, priimdami arba dalindamiesi elektronais su kitais atomais.
Cheminius ryšius kartais vaizduoja kažkas, vadinama Lewiso struktūra, pavadinta amerikiečių chemiko Gilberto N. Lewiso vardu. Lewiso struktūroje valentiniai elektronai yra pavaizduoti taškais, esančiais už molekulės elementų cheminių simbolių. Jie aiškiai parodo, kur elektronai persikėlė iš vieno atomo į kitą ir kur jie pasiskirsto tarp atomų.
Jonų sujungimas
Šio tipo cheminis ryšys vyksta tarp metalų, kurie lengvai atsisako elektronus, ir nemetalų, kurie nori juos priimti. Metalas atiduoda elektronus savo nepilname išoriniame apvalkale nemetalui, palikdamas tą apvalkalą tuščią, todėl visas apačioje esantis apvalkalas tampa jo nauju atokiausiu apvalkalu. Nemetalas priima elektronus, kad užpildytų nepilną išorinį apvalkalą. Tokiu būdu abu atomai turi pilną išorinį apvalkalą. Dėl to metalas turi teigiamą krūvį, o nemetalas – neigiamą, todėl jie yra teigiami ir neigiami jonai, kurie traukia vienas kitą.
Paprastas pavyzdys yra natrio fluoridas. Natris turi tris apvalkalus, kurių vienas valentinis elektronas yra atokiausiame. Fluoras turi du apvalkalus, kurių atokiausiame yra septyni elektronai. Natris fluoro atomui suteikia vieną valentinį elektroną, todėl natris dabar turi du pilnus apvalkalus ir teigiamą krūvį, o fluoras turi du pilnus apvalkalus ir neigiamą krūvį. Gauta molekulė – natrio fluoridas – turi du atomus su visiškai išoriniais apvalkalais, sujungtais elektriniu traukimu.
Kovalentinis ryšys
Nemetalų atomai jungiasi vienas su kitu dalindamiesi elektronais taip, kad sumažintų bendrą energijos lygį. Paprastai tai reiškia, kad sujungus jie visi turi pilnus išorinius apvalkalus. Pavyzdžiui, vandenilis turi tik vieną elektroną savo pirmame ir vieninteliame apvalkale, todėl jam trūksta viso apvalkalo. Du vandenilio atomai gali pasidalinti savo elektronais, sudarydami molekulę, kurioje abu turi pilną išorinį apvalkalą.
Dažnai galima nuspėti, kaip atomai susijungs vienas su kitu iš turimų elektronų skaičiaus. Pavyzdžiui, anglis turi šešis, o tai reiškia, kad jos visas pirmasis apvalkalas yra du, o atokiausias – keturi, todėl iki viso išorinio apvalkalo jam trūksta keturių. Deguonis turi aštuonis, taip pat šešis jo išoriniame apvalkale – dviejų mažiau nei pilnas apvalkalas. Anglies atomas gali susijungti su dviem deguonies atomais ir sudaryti anglies dioksidą, kuriame anglis dalijasi keturiais elektronais, po du su kiekvienu deguonies atomu, o deguonies atomai savo ruožtu dalijasi po du savo elektronus su anglies atomu. Tokiu būdu visi trys atomai turi pilnus išorinius apvalkalus, kuriuose yra aštuoni elektronai.
Metalinis klijavimas
Metalo gabale valentiniai elektronai gali daugiau ar mažiau laisvai judėti, o ne priklausyti atskiriems atomams. Todėl metalą sudaro teigiamai įkrauti jonai, apsupti judrių, neigiamai įkrautų elektronų. Jonai gali būti gana lengvai judinami, tačiau juos sunku atskirti, nes jie traukia elektronus. Tai paaiškina, kodėl metalus paprastai lengva sulenkti, bet sunku sulaužyti. Elektronų mobilumas taip pat paaiškina, kodėl metalai yra geri elektros laidininkai.
Vandenilinis sujungimas
Skirtingai nuo aukščiau pateiktų pavyzdžių, vandenilinis ryšys apima ryšį tarp molekulių, o ne jų viduje. Kai vandenilis susijungia su elementu, kuris stipriai traukia elektronus, pavyzdžiui, fluoru ar deguonimi, elektronai atitraukiami nuo vandenilio. Taip susidaro molekulė, kurios vienoje pusėje bendras teigiamas krūvis, o kitoje – neigiamas. Skystyje teigiamos ir neigiamos pusės traukia viena kitą, sudarydamos ryšius tarp molekulių.
Nors šie ryšiai yra daug silpnesni nei joniniai, kovalentiniai ar metaliniai ryšiai, jie yra labai svarbūs. Vandenilio ryšys vyksta vandenyje, junginyje, kuriame yra du vandenilio ir vienas deguonies atomai. Tai reiškia, kad skystam vandeniui paversti dujomis reikia daugiau energijos, nei būtų kitu atveju. Be vandenilio jungties vanduo turėtų daug žemesnę virimo temperatūrą ir negalėtų egzistuoti kaip skystis Žemėje.