Χημικός δεσμός: Διαφορά μεταξύ των αναθεωρήσεων

Μετάβαση στην πλοήγηση Πήδηση στην αναζήτηση
Καμία αλλαγή στο μέγεθος ,  πριν από 8 έτη
μ
Χωρίς σύνοψη επεξεργασίας
Από την απλούστερη οπτική γωνία, στον αποκαλούμενο [[ετεροπολικός δεσμός|ετεροπολικό δεσμό]] (ή εναλλακτικά ιονικό δεσμός), ένα δεσμικό ηλεκτρόνιο δεν μοιράζεται μεταξύ ατόμων, αλλά μεταφέρεται από το ένα άτομο σε ένα άλλο. Σε αυτόν το τύπο χημικού δεσμού, το εξωτερικό ατομικό τροχιακό του ενός ατόμου έχει ένα περιθώριο να επιτρέπει την προσθήκη ενός ή περισσότερων επιπλέον ατόμων. Αυτά τα νεοαποκτηθέντα ηλεκτρόνια εν δυνάμει καταλαμβάνουν μια χαμηλότερη ενεργειακή στάθμη από αυτή που καταλάμβαναν σε ένα διαφορετικό άτομο. Έτσι, ένας πυρήνας προσφέρει μια πιο ισχυρά συνδεμένη θέση σε ένα ηλεκτρόνιο σε σχέση με έναν άλλο πυρήνα, οπότε αυτή η διαφορά ελκτικής ισχύος μπορεί να προκαλέσει τη μεταφορά ενός ή περισσότερων ηλεκτρονίων, από το άτομο με την ασθενέστερη ελκτική ισχύ στο άλλο με τη μεγαλύτερη ελκτική ισχύ. Αυτή η μεταφορά κάνει το ένα άτομο, που έχασε ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια, να αποκτήσει ένα καθαρό θετικό ηλεκτρικό φορτίο, οπότε λέμε ότι μεταβληθηκε σε [[ιόν|κατιόν]], ενώ το άλλο, που έλαβε ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια, αντίστοιχα, να αποκτήσει ένα αρνητικό ηλεκτρικό φορτίο, οπότε λέμε ότι μεταβλήθηκε σε ανιόν. Ο χημικός δεσμός, που δημιουργείται μετά από μια τέτοια διεργασία, είναι αποτέλεσμα της ηλεκτροστατικής έλξης μεταξύ του κατιόντος και του ανιόντος. Οι ετεροπολικοί δεσμοί μπορεί να θεωρηθούν ως ένα παράδειγμα ακραία πολωμένων ομοιοπολικών δεσμών. Η μεγάλη διαφορά όμως είναι ότι οι ετεροπολικοί δεσμοί δεν έχουν ορισμένη κατεύθυνση στο χώρο, γιατί είναι ίση η έλξη μεταξύ όλων των ετερόνυμα φορτισμένων ιόντων που βρίσκονται γύρω από το καθένα τους, ενώ στους ομοιοπολικούς δεσμούς η (κύρια) έλξη εντοπίζεται μεταξύ των ατόμων που μοιράζονται ηλεκτρόνια. Οι ετεροπολικοί δεσμοί είναι ισχυροί, και γι' αυτό οι ιονικές ενώσεις απαιτούν υψηλές θερμοκρασίες για να [[τήξη|λυώσουν]], αλλά επίσης εύθραυστοι, αφού οι δυνάμεις μεταξύ των ιόντων είναι μικρής εμβέλειας, και δεν γεφυρώνουν εύκολα ρωγμές και σπασίματα. Αυτός ο τύπος χημικού δεσμού (ο ετεροπολικός) δίνει τα φυσικά χαρακτηριστικά στους [[κρύσταλλος|κρυστάλλους]] των κλασσικών [[ορυκτό|ορυκτών]] [[άλας|αλάτων]], όπως το [[χλωριούχο νάτριο|μαγειρικό αλάτι]].
 
Ένας λιγότερο αναφερόμενος τύπος χημικών δεσμών είναι ο [[μεταλλικός δεσμός]]. Σε αυτόςαυτόν τον τύπο χημικών δεσμών, καθε άτομο σε ένα [[μέταλλο]] προσφέρει ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια σε έναν «ωκεανό» ηλεκτρονίων που κινούνται στο κενό μεταξύ των μεταλλικών κατιόντων, που απομένουν, μετά την απόσπαση ηλεκτρονίων από αυτά τα πρώην ουδέτερα μεταλλικά άτομα. Σε αυτόν το «ωκεανό», κάθε ηλεκρόνιο αυτού είναι «ελεύθερο» να σχετίζεται, δηλαδή να αλληλεπιδρά ελκτικά, με ένα μεγάλο αριθμό κατιόντων ταυτόχρονα. Ο χημικός δεσμός που σχηματίζεται με αυτόν τον τρόπο είναι μεταξύ των «ελεύθερων ηλεκτρονίων» και των μεταλλικών κατιόντων που απέμειναν, αφού τα πρώην ηλεκτρόνιά τους δεν είναι πλέον μέρος κανενός συγκεκριμένου ατόμου, αλλά ουσιαστικά ανήκουν σε όλα τα άτομα του μεταλλικού κομματιού. Οι μεταλλικοί δεσμοί μπορούν να θεωρηθούν ως ένα ακραίο παράδειγμα διασποράς ηλεκτρονίων σε ένα μεγάλο σύστημα μη εντοπισμένων ομοιοπολικών δεσμών, στο οποίο μετέχει κάθε άτομο του μεταλλικού κομματιού. Ωστόσο, οι μεταλλικοί δεσμοί είναι πιο συλλογικοί στη φύση τους σε σχέση με τα άλλα είδη ισχυρών δεσμών, το ίδιο και η συμπεριφορά τους. Το αποτέλεσμα των μεταλλικών δεσμών είναι η [[ελατότητα]] των μετάλλων. Ο «ωκεανός» των ηλεκτρονίων στους μεταλλικούς δεσμούς δημιουργεί τη χαρακτηριστικά καλή ηλεκτρική και θερμκή αγωγιμότητα των μετάλλων, καθως επίσης και τη λεγόμενη «μεταλλική λάμψη» τους, καθώς επιτρέπει την αστραφτερή [[ανάκλαση]] των περισσότερων συχνοτήτων του λευκού φωτός, αν και υπάρχουν μέταλλα που είναι πιο εκλεκτικά σε αυτό και γι' αυτό είναι «έγχρωμα», όπως ο [[χαλκός]] και ο [[χρυσός]].
 
Όλοι οι χημικοί δεσμοί μπορούν να εξηγηθούν με την [[κβαντομηχανική|κβαντική θεωρία]], αλλά στην πράξη, υπάρχουν απλοποιημένοι κανόνες που επιτρέπουν στους χημικούς να προβλέπουν την ισχύ, την κατεύθυνση, και την πολικότητα των χημικών δεσμών. Ο [[κανόνας οκτάβας]] (''octet rule'') και ο [[κανόνας άπωσης ζεύγους ηλεκτρονίων στιβάδας]] (''Valence shell electron pair repulsion rule - VSEPR'') είναι δυο τέτοια παραδείγματα. Πιο εξελιγμένες θεωρίες είναι η [[θεωρία σθένους - δεσμού]] (''Valence bond theory - VB theory''), που περιλαμβάνει τον υδριδισμό των τροχιακών (''orbital hybridization'') και τη [[μεσομέρεια]] (''resonance''), και η [[μέθοδος μοριακού τροχιακού με γραμμικό συνδυασμό ατομικών τροχιακών]] (''linear combination of atomic orbitals molecular orbital method''), που περιλαμβάνει τη [[θεωρία πεδίου συναρμοτών]] (''ligand field theory''). Η [[ηλεκτροστατική]] χρησιμοποιείται για να περιγράψει τις πολικότητες των χημικών δεσμών και τα αποτελέσματα που έχουν στις ιδιότητες των χημικών ουσιών.
35.734

επεξεργασίες

Μενού πλοήγησης