Κύριοι τύποι χημικών δεσμών που σχηματίζονται μεταξύ ατόμων

Όλη η ύλη αποτελείται από άτομα. Τα άτομα είναι μικροσκοπικά σωματίδια διαφορετικών τύπων που ενώνονται μεταξύ τους για να σχηματίσουν μόρια και άλλους τύπους χημικών ενώσεων. Αυτό που συγκρατεί τα διαφορετικά άτομα μαζί σε μια πολυατομική ουσία όπως ένα μόριο ή μια ιοντική ένωση είναι αυτό που ονομάζουμε χημικό δεσμό.

Ένας χημικός δεσμός μπορεί να οριστεί ως μια δύναμη ηλεκτροστατικής φύσης που συγκρατεί δύο άτομα μαζί χάρη στις αλληλεπιδράσεις μεταξύ των πυρήνων και των ηλεκτρονικών νεφών και των δύο . Δεδομένου ότι υπάρχουν διαφορετικοί τύποι ατόμων, συμπεριλαμβανομένων των ατόμων μετάλλων, των μη μεταλλικών ατόμων, των μεταλλοειδών και των ευγενών αερίων, μπορούν να προκύψουν διάφοροι συνδυασμοί στους οποίους τα άτομα αλληλεπιδρούν με διαφορετικούς τρόπους, προκαλώντας διαφορετικούς τύπους χημικών δεσμών.

Ένα από τα κύρια χαρακτηριστικά των ατόμων που καθορίζει το είδος του δεσμού που θα σχηματιστεί μεταξύ τους είναι ο μεταλλικός τους χαρακτήρας. Δεν είναι το ίδιο να ενώσουμε ένα μεταλλικό άτομο με ένα άλλο, από το να ενώσουμε ένα μέταλλο με ένα αμέταλλο ή ένα αμέταλλο με ένα άλλο αμέταλλο. Ακόμη και όταν ενώνονται δύο αμέταλλα μεταξύ τους, ο δεσμός μπορεί να είναι διαφορετικών τύπων, ανάλογα με τη διαφορά μεταξύ των ηλεκτραρνητικοτήτων των δύο στοιχείων.

Τύποι χημικών δεσμών και ηλεκτραρνητικότητα

Ανάλογα με τα χαρακτηριστικά των δύο συνδεδεμένων ατόμων, μπορούν να δοθούν διαφορετικοί τύποι δεσμών. Σε γενικές γραμμές, μπορούμε να αναγνωρίσουμε τέσσερις κύριους τύπους, οι οποίοι είναι:

• Ο ιονικός δεσμός .
• Ο πολικός ομοιοπολικός δεσμός .
• Ο καθαρός ή μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός .
• Ο μεταλλικός δεσμός .

Η πιο σημαντική ιδιότητα που καθορίζει τον τύπο του δεσμού που θα σχηματιστεί μεταξύ δύο ατόμων είναι η διαφορά μεταξύ των ηλεκτραρνητικοτήτων τους. Η ηλεκτροαρνητικότητα είναι η ικανότητα ενός ατόμου να προσελκύει συνδετικά ηλεκτρόνια όταν σχηματίζεται ένας χημικός δεσμός. Αυτή είναι μια περιοδική ιδιότητα που αυξάνεται καθώς μετακινείστε από κάτω προς τα πάνω κατά μήκος μιας ομάδας στον περιοδικό πίνακα και καθώς μετακινείστε από αριστερά προς τα δεξιά σε μια περίοδο, το φθόριο είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο από όλα.

Η ηλεκτροαρνητικότητα μετριέται σε μια κλίμακα που κυμαίνεται από 0,7 (που αντιστοιχεί στο άτομο φραγκίου, το λιγότερο ηλεκτραρνητικό από όλα) έως 4 (που αντιστοιχεί στο φθόριο). Αυτή η κλίμακα είναι γνωστή ως κλίμακα ηλεκτροαρνητικότητας Pauling και είναι πολύ χρήσιμη για την πρόβλεψη του τύπου των δεσμών που θα σχηματιστούν μεταξύ δύο ατόμων.

Χρήση Ηλεκτραρνητικότητας για Πρόβλεψη Τύπου Δεσμού

Όταν δύο άτομα συνδέονται μεταξύ τους, επιδιώκουν να ολοκληρώσουν την οκτάδα τους, δηλαδή επιδιώκουν να περιβληθούν με συνολικά 8 ηλεκτρόνια σθένους. Για το λόγο αυτό, όταν σχηματίζεται ο δεσμός, γίνεται αμέσως ανταγωνισμός για να κρατηθούν τα ηλεκτρόνια του δεσμού του άλλου.

Το άτομο που είναι πιο ηλεκτραρνητικό παίρνει όλα τα ηλεκτρόνια. Αν συμβεί αυτό, αυτό το άτομο φορτίζεται αρνητικά, ενώ το λιγότερο ηλεκτραρνητικό, αυτό που έχασε τα ηλεκτρόνια, παραμένει θετικά φορτισμένο. Αυτά τα δύο ιόντα έλκονται μεταξύ τους χάρη στα αντίθετα φορτία τους, σχηματίζοντας έτσι τον ιοντικό δεσμό. Αυτό είναι ιδιαίτερα συνηθισμένο όταν συνδέουμε ένα μέταλλο με ένα μη μέταλλο, όπως το χλωριούχο μαγνήσιο που φαίνεται παρακάτω.

Από την άλλη πλευρά, εάν και τα δύο άτομα έχουν την ίδια ηλεκτραρνητικότητα (πράγμα που θα μπορούσε να συμβεί αν και τα δύο άτομα είναι ίδια, για παράδειγμα), κανένα δεν θα κέρδιζε τον ανταγωνισμό για τα ηλεκτρόνια του άλλου, επομένως δεν θα είχαν άλλη επιλογή από το να μοιραστούν τα ηλεκτρόνια. προκειμένου να ικανοποιήσουν ταυτόχρονα τις αντίστοιχες οκτάδες τους. Σε αυτή την περίπτωση, επειδή τα ηλεκτρόνια σθένους μοιράζονται, ο δεσμός ονομάζεται ομοιοπολικός δεσμός .

Τι γίνεται όμως αν ενώσουμε δύο άτομα που έχουν παρόμοιες αλλά όχι ίδιες ηλεκτραρνητικότητα; Σε αυτή την περίπτωση, ο δεσμός δεν θα είναι ούτε εντελώς ιοντικός ούτε εντελώς πολικός. Σε αυτές τις περιπτώσεις, τα δύο άτομα δεν μοιράζονται τέλεια ηλεκτρόνια, δημιουργώντας αντίθετα μερικά φορτία σε κάθε άκρο του δεσμού. Αυτοί οι τύποι δεσμών ονομάζονται πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί ή απλά πολικοί δεσμοί .

Τέλος, όταν ενώνουμε δύο μέταλλα μεταξύ τους, δεν σχηματίζεται ούτε ιονικός ούτε ομοιοπολικός δεσμός. Σε αυτή την περίπτωση, δημιουργείται ένας ειδικός τύπος χημικού δεσμού που ονομάζεται μεταλλικός δεσμός . Σε αυτόν τον τύπο δεσμού, τα άτομα μετάλλου είναι συνήθως συσκευασμένα σε κυβική δομή όπως αυτές που φαίνονται στο παρακάτω σχήμα.

Συμβατικά κριτήρια για τον καθορισμό τύπων δεσμών με βάση την ηλεκτραρνητικότητα

Ο παρακάτω πίνακας συνοψίζει τα κριτήρια για να αποφασίσετε εάν ο δεσμός μεταξύ δύο ατόμων θα είναι ιονικός, πολικός ομοιοπολικός, μη πολικός ή μεταλλικός.

Όπως φαίνεται στον πίνακα, ο δεσμός θα είναι ιοντικός όταν η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα είναι μεγαλύτερη από 1,7. Θεωρείται καθαρό ομοιοπολικό εάν δεν υπάρχει διαφορά, ή εάν η διαφορά είναι πολύ μικρή. Μερικοί συγγραφείς διακρίνουν την πρώτη περίπτωση από τη δεύτερη, θεωρώντας ως καθαρούς ομοιοπολικούς δεσμούς μόνο αυτούς στους οποίους ενώνονται δύο ίσα άτομα, ενώ όταν η διαφορά είναι πολύ μικρή, ταξινομούνται ως μη πολικοί ή πολικοί δεσμοί.

Τέλος, εάν δύο μέταλλα συνδέονται, τότε ο δεσμός ταξινομείται ως μεταλλικός δεσμός.

Χαρακτηριστικά των διαφορετικών τύπων συνδέσμων

ιοντικός δεσμός

Ο ιονικός δεσμός ονομάζεται έτσι επειδή σχηματίζεται από δύο ιόντα με αντίθετα φορτία. Σχηματίζεται όταν ένα μέταλλο με πολύ χαμηλή ηλεκτραρνητικότητα, συνήθως ένα μέταλλο αλκαλίου ή αλκαλικής γαίας, ενώνεται με ένα αμέταλλο με πολύ υψηλή ηλεκτραρνητικότητα, συνήθως ένα αλογόνο.

Αυτός ο τύπος δεσμού δεν είναι κατευθυντικός επειδή τα ηλεκτρόνια δεν μοιράζονται κατά μήκος του άξονα που ενώνει και τα δύο άτομα. Δεν είναι επίσης δυνατό να αναγνωριστούν διακριτές μονάδες όταν σχηματίζονται ιοντικές ενώσεις, επειδή κάθε κατιόν μπορεί να βρεθεί περιτριγυρισμένο από πολλαπλά ανιόντα και αυτά, με τη σειρά τους, συνδέονται με άλλα κατιόντα, χωρίς να ανήκουν αποκλειστικά σε κανένα από αυτά.

Οι ενώσεις με ιοντικούς δεσμούς είναι γενικά διαλυτές στο νερό και παράγουν διαλύματα που αγώγουν ηλεκτρισμό.

πολικός ομοιοπολικός δεσμός

Σε αυτή την περίπτωση, σχηματίζεται ένας δεσμός στον οποίο τα ηλεκτρόνια μοιράζονται, αλλά όχι εξίσου, δημιουργώντας ένα μερικό αρνητικό φορτίο στο πιο ηλεκτραρνητικό άτομο και ένα μερικώς θετικό φορτίο στο λιγότερο ηλεκτραρνητικό άτομο. Αυτός ο τύπος συνδέσμου δημιουργεί διακριτές μονάδες που ονομάζονται μόρια στις οποίες κάθε άτομο συνδέεται πάντα με τα ίδια άλλα άτομα.

Πολλές ενώσεις με πολικούς δεσμούς έχουν πολικά μόρια που μπορούν να γίνουν διαλυτά στο νερό.

Ο καθαρός ή μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός

Αυτός ο σύνδεσμος συμβαίνει όταν δύο πανομοιότυπα άτομα ενώνονται, όπως συμβαίνει στα μόρια των Cl ₂ , O ₂ και N ₂ . Επειδή δεν υπάρχει διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα, τα ηλεκτρόνια μοιράζονται τέλεια εξίσου. Οι ενώσεις που περιέχουν μόνο ομοιοπολικούς δεσμούς είναι αναγκαστικά μη πολικές και είναι ενώσεις που δεν είναι διαλυτές στο νερό.

πολλαπλούς ομοιοπολικούς δεσμούς

Τόσο στον καθαρό ομοιοπολικό δεσμό όσο και στον πολικό, μπορούν να εμφανιστούν ομοιοπολικοί δεσμοί στους οποίους μοιράζονται περισσότερα από ένα ζευγάρια ηλεκτρονίων, προκαλώντας πολλαπλούς ομοιοπολικούς δεσμούς. Ανάλογα με το αν μοιράζονται 2, 4 ή 6 ηλεκτρόνια, ο δεσμός θα ταξινομηθεί ως απλός, διπλός ή τριπλός ομοιοπολικός δεσμός, αντίστοιχα.

ο μεταλλικός δεσμός

Όπως ήδη αναφέρθηκε προηγουμένως, αυτός ο τύπος δεσμού σχηματίζεται μεταξύ ατόμων μετάλλου. Το πιο σημαντικό χαρακτηριστικό του είναι η παρουσία αυτού που ονομάζεται «ζώνη αγωγιμότητας», μέσω της οποίας τα ηλεκτρόνια σθένους του μετάλλου μπορούν να κινούνται ελεύθερα από τη μια πλευρά στην άλλη. Αυτή η ελευθερία κινήσεων είναι που κάνει τα μέταλλα πολύ καλούς αγωγούς του ηλεκτρισμού.

βιβλιογραφικές αναφορές

Álvarez, DO (2021, 15 Ιουλίου). Χημικός δεσμός – Έννοια, τύποι δεσμών και παραδείγματα . Εννοια. https://concepto.de/enlace-quimico/

Atkins, P., & dePaula, J. (2008). Physical Chemistry (8η ^έκδ .). Panamerican Medical Editorial.

Brown, B. (2021). Chemistry: The Central Science (11th ^ed .). Pearson Education.

Chang, R. (2008). Physical Chemistry (3η ^έκδ .). McGraw Hill.

Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Χημεία (11η ^έκδ .). McGraw-Hill Interamericana de España SL

Ηλεκτραρνητικότητα Pauling. (2020, 15 Αυγούστου). Ανακτήθηκε από τη διεύθυνση https://chem.libretexts.org/@go/page/1328

Valverde, M. (2021, 25 Μαΐου). Πώς σχηματίζεται η ύλη; Τύποι χημικών δεσμών, παραδείγματα και χαρακτηριστικά . ZS Ισπανία. https://www.zschimmer-schwarz.es/como-se-forma-la-materia-tipos-de-enlaces-quimicos-ejemplos-y-caracteristicas/