Διατομικό μόριο

Από τη Βικιπαίδεια, την ελεύθερη εγκυκλοπαίδεια
Μετάβαση σε: πλοήγηση, αναζήτηση
Ένα μοντέλο του διατομικού μορίου του διαζώτου, (N2).

Διατομικό μόριο είναι ένα μόριο που αποτελείται από μόνο δύο (2) άτομα, του ίδιου ή διαφορετικών χημικών στοιχείων. Το πρόθεμα «δι-» είναι ελληνικής προέλευσης. Αν ένα διατομικό μόριο αποτελείται από δυο άτομα του ίδιου χημικού στοιχείου, όπως το διυδρογόνο (H2) ή το διοξυγόνο (O2), τότε λέμε ότι είναι «ομοπυρηνικό». Αλλιώς, αν δηλαδή ένα διατομικό μόριο αποτελείται από δυο διαφορετικά άτομα, όπως το μονοξείδιο του άνθρακα (CO) ή το μονοξείδιο του βορίου (BO), το μόριο λέγεται ότι είναι «ετεροπυρηνικό». Μια χημική ένωση με διατομικά μόρια ονομάζεται διατομική ένωση.

Ομοπυρηνικά μόρια[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Ένας περιοδικός πίνακας που δείχνει τα χημικά στοιχεία που υπάρχουν ως ομοπυρηνικά διατομικά μόρια, κάτω από τυπικές εργαστηριακές συνθήκες (T = 25°C, P = 1 atm).

Τα μόνο χημικά στοιχεία που έχουν σταθερά ομοπυρηνικά διατομικά μόρια, υπό κανονικές συνθήκες (Κ.Σ.), είναι το υδρογόνο (H2), το άζωτο (N2), το οξυγόνο (O2) και τα αλογόνα φθόριο (F2) και χλώριο (Cl2). Αυτά τα διατομικά χημικά στοιχεία είναι αέρια, υπό Κ.Σ., ενώ συχνά ομαδοποιούνται μαζί με τα μονοατομικά ευγενή αέρια, όπως το αργό, και ονομάζονται «στοιχειακά αέρια» ή «μοριακά αέρια», για να διαχωριστούν σπό τα μόρια που είναι χημικές ενώσεις. Τα ευγενή αέρια δεν σχηματίζουν διατομικά μόρια, γεγονός που μπορείνα εξηγηθεί χρησιμοποποιώντας τη θεωρία μοριακών τροχιακών. Ο χημικός δεσμός σε ένα ομοπυρηνικό διατομικό μόριο είναι μη πολωμένος.

Τα αλογόνα βρώμιο (Br2) και ιώδιο (I2)) μπορούν επίσης να σχηματίσουν διατομικά αέρια, αλλά σε λίγο υψηλότερες θερμοκρασίες[1]. Όλα, δηλαδή, τα αλογόνα είναι (τελικά) διατομικά, εκτός από το αστάτιο, για το οποίο δεν είναι γνωστό ακόμη αν σχηματίζει διατομικά μόρια στη στοιχειακή του μορφή[2][3]. Άλλα χημικά στοχεία που μπορούν να σχηματίσουν διατομικές αλλομορφές όταν εξατμιστούν, αλλά ξαναπολυμερίζονται όταν ψυχθούν και πάλι σε χαμηλώτερες θερμοκρασίες, είναι ο φωσφόρος (διφωσφόρος, P2) και το θείο (διθείο, S2), παρόλο που καμμία από αυτές τις αλλομορφές δεν είναι σταθερή υπό ατμοσφαιρικές συνθήκες.

Ετεροπυρηνικά μόρια[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Όλα τα άλλα διατομικά μόρια είναι χημικές ουσίες δύο (2) διαφορετικών χημικών στοιχείων, όπως γοα παράδειγμα το οξείδιο του αζώτου (NO). Πολλές χημικές ενώσεις σχηματίζουν διατομικά μόρια, όταν εξατμιστούν.

Στα περισσότερα διατομικά μόρια, τα χημικά στοχεία δεν είναι ίδια. Πολύ γνωστά παραδείγματα διατομικών μορίων περιλαμβάνουν το μονοξείδιο του άνθρακα (CO), το οξείδιο του αζώτου (NO) και το υδροχλώριο (HCl), αλλά υπάρχουν και άλλα σημαντικά παραδείγματα, που περιλαμβάνουν τα αέρια οξείδιο του μαγνησίου (MgO) και μοξείδιο του πυριτίου (SiO), καθώς και πολλά άλλα χημικά είδη που κανονικά δεν θεωρούνται διατομικά, επειδή πολυμερίζονται κοντά στη θερμοκρασία δωματίου (20 °C).

Φυσική παρουσία[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Εκατοντάδες διατομικών μορίων έχουν χαρακτηριστεί[4] σε γήινο περιβάλλον, σε χημικά εργαστήρι και στο διαστρικό μέσο. Περίπου το 99% της ατμόσφαιρας της Γης αποτελείται από διατομικά μόρια: Άζωτο (N2: 78%) και οξυγόνο (O2: 21%). Η φυσική παρουσία του υδρογόνου (H2) στη γήινη ατμόσφαιρα είναι μόλις της τάξης των ppm, αλλά το διυδρογόνο είναι στην πραγματικότητα το πιο άφθονο διατομικό μόριο στο σύμπαν, αφού το διαστρικό μέσο κυριαρχείται, πραγματικά, από υδρογονοάτομα.

Μοριακή γεωμετρία[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Κύριο λήμμα: Μοριακή γεωμετρία

Τα διατομικά μόρια δεν μπορούν να έχουν καμμιά γεωμετρία, αλλά είναι (αναγκαστικά) γραμμικά, γιατί δύο (2) σημεία ορίζουν πάντοτε μία (1) και μόνη ευθεία γραμμή. Αυτή είναι η απλούστερη δυνατή χωρική διάταξη ατόμων, μετά τη σφαιρικότητα των μεμονωμένων ατόμων[5].

Ιστορική σημασία[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

Τα διατομικά χημικά στοιχεία έπαιξαν ένα σημαντικό ρόλο στη διευκρίνηση των εννοιών χημικό στοιχείο, άτομο και μόριο, κατά τη διάρκεια του 19ου αιώνα, γιατί κάποια από τα πιο κοινά χημικά στοιχεία, όπως το υδρογόνο, το οξυγόνο και το άζωτο, υπάρχουν ως διατομικά μόρια. Η αρχική ατομική υπόθεση του Τζων Ντάλτον (John Dalton) υπέθετε ότι όλα τα χημικά στοιχεία είναι μονοατομικά και ότι τα άτομα στις χημικές ενώσεις έχουν τις απλούστερες ατομικές αναλογίες, με εκτίμηση του ενός για το άλλο. Για παράδειγμα, ο Ντάλτον υπέθεσε ότι ο χημικός τύπος του νερού είναι HO, δίνοντας στο ατομικό βάρος του οξυγόνου τιμή 8πλάσια από εκείνο του υδρογόνου, αντί για τη σύγχρονη τιμή, που είναι περίπου 16πλάσια. Συνεπώς, η σύγχυση που υπήρχε αφορούσε τα ατομικά βάρη και τους χημικούς τύπους, για περίπου μισό αιώνα.

Το 1805, οι Τζόζεφ Λουΐς Γκέι-Λουσσάκ (Joseph Louis Gay-Lussac) και Αλεξάντερ φον Χούμπολτ (Alexander von Humboldt) έδειξαν ότι το νερό σχηματίζεται από δυο (2) όγκους υδρογόνου και έναν (1) όγκο οξυγόνο και το 1811 ο Αμεντέο Αβογκάντρο (Amedeo Avogadro) έφτασε στη σωστή ερμηνεία της σύνθεσης του νερού, βασισμένη σε αυτό που τώρα αποκαλείται Νόμος Αβογκάντρο και στην υπόθεση των διατομικών στοιχειακών μορίων. Ωστόσο, αυτά τα αποτελέσματα ως επί το πλείστον αγνοήθηκαν, μέχρι το 1860. Μέρος αυτής της αγνόησης έγινε εξαιτίας της εσφαλμένης πεποίθησης ότι τα άτομα ενός χημικού στοιχείου δεν έχουν χημική συγγένεια προς τα άτομα του ίδιου χημικού στοιχείου, και εν μέρη εξαιτίας των προφανών εξαιρέσεων στο νόμο του Αβογκάντρο, που δεν εξηγήθηκαν παρά αργότερα, με όρους διάστασης των μορίων.

Κατά το 1860, στο Συνέδρειο της Καρλσρούης (Karlsruhe Congress) για τα ατομικά βάρη, ο Στανισλάο Κανιτζάρο (Stanislao Cannizzaro) «ανέστησε» τις ιδέες του Αβογκάντρο και τις χρησιμοποίησε για να δημιουργήσει έναν σταθερό πόνακα των ατομικών βαρών, που επί το πλείστον συμφωνεί με τις σύγχρονες τιμές. Αυτά τα ατομικά βάρη ήταν ένα σημαντικό προαπαιτούμενο για την ανακάλυψη του περιοδικού νόμου από τους Ντμίτρι Μεντελέγιεφ (Дмитрий Иванович Менделеев) και Τζούλιους Λόθαρ Μάγιες (Julius Lothar Meyer)[6].

Αναφορές και σημειώσεις[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]

  1. Whitten, Kenneth W.; Davis, Raymond E.; Peck, M. Larry; Stanley, George G. (2010). Chemistry (9th ed.). Brooks/Cole, Cengage Learning. pp. 337–338.
  2. Hammond, C.R. (2012). "Section 4: Properties of the Elements and Inorganic Compounds". Handbook of Chemistry and Physics.
  3. Emsley, J. (1989). The Elements. Oxford: Clarendon Press. pp. 22–23.
  4. Huber, K. P. and Herzberg, G. (1979). Molecular Spectra and Molecular Structure IV. Constants of Diatomic Molecules. New York: Van Nostrand: Reinhold.
  5. VSEPR - A Summary". University of Berkeley College of Chemistry. 20 January 2008. http://mc2.cchem.berkeley.edu/VSEPR/
  6. Ihde, Aaron J. (1961). "The Karlsruhe Congress: A centennial retrospective". Journal of Chemical Education 38 (2): 83–86. Bibcode:1961JChEd..38...83I. doi:10.1021/ed038p83. Retrieved 2007-08-24.
Commons logo
Τα Wikimedia Commons έχουν πολυμέσα σχετικά με το θέμα
Στο λήμμα αυτό έχει ενσωματωθεί κείμενο από το λήμμα Diatomic molecule της Αγγλικής Βικιπαίδειας, η οποία διανέμεται υπό την GNU FDL και την CC-BY-SA 3.0. (ιστορικό/συντάκτες).