Ιωνικοί εναντίον ομοιοπολικών δεσμών
Οι ιονικοί και ομοιοπολικοί δεσμοί είναι οι δύο κύριοι τύποι χημικών δεσμών. Ένας χημικός δεσμός είναι ένας σύνδεσμος που σχηματίζεται μεταξύ δύο ή περισσότερων ατόμων ή ιόντων. Η κύρια διαφορά μεταξύ ιοντικών και ομοιοπολικών δεσμών είναι το πόσο εξίσου μοιράζονται τα ηλεκτρόνια μεταξύ των ατόμων του δεσμού. Ακολουθεί μια εξήγηση της διαφοράς μεταξύ ιοντικών και ομοιοπολικών δεσμών, παραδείγματα κάθε τύπου δεσμού και μια ματιά στο πώς να ξεχωρίσετε ποιος τύπος δεσμού θα σχηματιστεί.
Βασικά σημεία
- Οι δύο κύριοι τύποι χημικών δεσμών είναι οι ιοντικοί και οι ομοιοπολικοί δεσμοί. Τα μέταλλα συνδέονται μέσω ενός τρίτου τύπου χημικού δεσμού που ονομάζεται μεταλλικός δεσμός.
- Η βασική διαφορά μεταξύ ενός ιοντικού και ενός ομοιοπολικού δεσμού είναι ότι ένα άτομο ουσιαστικά δωρίζει ένα ηλεκτρόνιο σε ένα άλλο άτομο σε έναν ιοντικό δεσμό ενώ τα ηλεκτρόνια μοιράζονται μεταξύ των ατόμων σε έναν ομοιοπολικό δεσμό.
- Σχηματίζονται ιοντικοί δεσμοί μεταξύ ενός μετάλλου και ενός αμέταλλου. Ομοιοπολικοί δεσμοί σχηματίζονται μεταξύ δύο μη μετάλλων. Μεταξύ δύο μετάλλων σχηματίζονται μεταλλικοί δεσμοί.
- Οι ομοιοπολικοί δεσμοί κατηγοριοποιούνται ως καθαροί ή αληθινοί ομοιοπολικοί δεσμοί και πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί. Τα ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου μεταξύ των ατόμων σε καθαρούς ομοιοπολικούς δεσμούς, ενώ μοιράζονται άνισα στους πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς (πέρασαν περισσότερο χρόνο με το ένα άτομο από το άλλο).
Ιωνικοί δεσμοί
Σε έναν ιοντικό δεσμό, ένα άτομο δωρίζει ένα ηλεκτρόνιο σε ένα άλλο άτομο. Αυτό σταθεροποιεί και τα δύο άτομα. Επειδή το ένα άτομο ουσιαστικά αποκτά ένα ηλεκτρόνιο και το άλλο το χάνει, ένας ιονικός δεσμός είναι πολικός. Με άλλα λόγια, το ένα άτομο του δεσμού έχει θετικό φορτίο, ενώ το άλλο αρνητικό. Συχνά, αυτά τα άτομα διασπώνται στα ιόντα τους στο νερό. Τα άτομα που συμμετέχουν στον ιοντικό δεσμό έχουν διαφορετικές τιμές ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ τους. Εάν κοιτάξετε έναν πίνακα τιμών ηλεκτραρνητικότητας, είναι προφανές ότι συμβαίνει ιοντικός δεσμός μεταξύ μετάλλων και αμετάλλων. Παραδείγματα ενώσεων με ιοντικούς δεσμούς περιλαμβάνουν το αλάτι, όπως το επιτραπέζιο αλάτι (NaCl). Στο αλάτι, το άτομο νατρίου δίνει το ηλεκτρόνιό του, επομένως αποδίδει το ιόν Na στο νερό, ενώ το άτομο χλωρίου αποκτά ένα ηλεκτρόνιο και γίνεται ιόν Cl στο νερό.
Ομοιοπολικοί δεσμοί
Τα άτομα συνδέονται με κοινά ηλεκτρόνια σε έναν ομοιοπολικό δεσμό. Σε έναν αληθινό ομοιοπολικό δεσμό, τα άτομα έχουν τις ίδιες τιμές ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ τους. Αυτός ο τύπος ομοιοπολικού δεσμού σχηματίζεται μεταξύ πανομοιότυπων ατόμων, όπως το υδρογόνο (H2 ) και το όζον (O3 ). Σε έναν αληθινό ομοιοπολικό δεσμό, το ηλεκτρικό φορτίο κατανέμεται ομοιόμορφα μεταξύ των ατόμων, οπότε ο δεσμός είναι μη πολικός. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί μεταξύ ατόμων με ελαφρώς διαφορετικές τιμές ηλεκτραρνητικότητας έχουν ως αποτέλεσμα έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό. Ωστόσο, η πολικότητα σε έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό είναι μικρότερη από ό,τι σε έναν ιοντικό δεσμό. Σε έναν πολικό ομοιοπολικό δεσμό, το συνδετικό ηλεκτρόνιο έλκεται περισσότερο από το ένα άτομο παρά από το άλλο. Ο δεσμός μεταξύ ατόμων υδρογόνου και οξυγόνου στο νερό (H2 Ο) είναι ένα καλό παράδειγμα πολικού ομοιοπολικού δεσμού. Μεταξύ των αμετάλλων σχηματίζονται ομοιοπολικοί δεσμοί. Οι ομοιοπολικές ενώσεις μπορεί να διαλυθούν στο νερό, αλλά δεν διασπώνται στα ιόντα τους. Για παράδειγμα, αν διαλύσετε τη ζάχαρη σε νερό, εξακολουθεί να είναι ζάχαρη.
Σύνοψη ιοντικού έναντι ομοιοπολικού δεσμού
Ακολουθεί μια γρήγορη περίληψη των διαφορών μεταξύ ιοντικών και ομοιοπολικών δεσμών, των ιδιοτήτων τους και του τρόπου αναγνώρισης τους:
| Ιωνικοί δεσμοί | Ομοιοπολικοί δεσμοί | |
| Περιγραφή | Δεσμός μεταξύ μετάλλου και μη μετάλλου. Το αμέταλλο έλκει το ηλεκτρόνιο, επομένως είναι σαν το μέταλλο να του δίνει το ηλεκτρόνιό του. | Δεσμός μεταξύ δύο μη μετάλλων με παρόμοια ηλεκτραρνητικότητα. Τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια στα εξωτερικά τροχιακά τους. |
| Ηλεκτραρνητικότητα | Μεγάλη διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ των συμμετεχόντων. | Μηδενική ή μικρή διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ των συμμετεχόντων. |
| Πολικότητα | Υψηλό | Χαμηλό |
| Σχήμα | Δεν υπάρχει συγκεκριμένο σχήμα | Ορισμένο σχήμα |
| Σημείο τήξης | Υψηλό | Χαμηλό |
| Σημείο βρασμού | Υψηλό | Χαμηλό |
| Κατάσταση σε θερμοκρασία δωματίου | Στερεά | Υγρό ή αέριο |
| Παραδείγματα | Χλωριούχο νάτριο (NaCl), Θειικό οξύ (H2 SO4 ) | Μεθάνιο (CH4 ), Υδροχλωρικό οξύ (HCl) |
| Χημικά είδη | Μέταλλο και ονομετάλλιο (θυμηθείτε ότι το υδρογόνο μπορεί να δράσει με κάθε τρόπο) | Δύο αμέταλλα |
Μεταλλικός δεσμός
Η μεταλλική συγκόλληση είναι ένας άλλος τύπος χημικής σύνδεσης. Σε έναν μεταλλικό δεσμό, τα συνδετικά ηλεκτρόνια αποεντοπίζονται σε ένα πλέγμα ατόμων. Ένας μεταλλικός δεσμός είναι παρόμοιος με έναν ιοντικό δεσμό. Όμως, σε έναν ιοντικό δεσμό η θέση ενός δεσμευτικού ηλεκτρονίου είναι στατική και μπορεί να υπάρχει μικρή έως καθόλου διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ των συμμετεχόντων στον δεσμό. Σε έναν μεταλλικό δεσμό, τα ηλεκτρόνια μπορούν να ρέουν ελεύθερα από το ένα άτομο στο άλλο. Αυτή η ικανότητα οδηγεί σε πολλές από τις κλασικές μεταλλικές ιδιότητες, όπως ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα, στιλπνότητα, αντοχή σε εφελκυσμό και ολκιμότητα. Τα άτομα σε μέταλλα και κράματα είναι ένα παράδειγμα μεταλλικών δεσμών.
Αναφορές
- Laidler, K. J. (1993). Ο κόσμος της φυσικής χημείας . Oxford University Press. ISBN 978-0-19-855919-1.
- Langmuir, Irving (1919). «Η διάταξη των ηλεκτρονίων σε άτομα και μόρια». Journal of the American Chemical Society . 41 (6):868–934. doi:10.1021/ja02227a002
- Lewis, Gilbert N. (1916). «Το άτομο και το μόριο». Journal of the American Chemical Society . 38 (4):772. doi:10.1021/ja02261a002
- Pauling, Linus (1960). Tη φύση του χημικού δεσμού και η δομή των μορίων και των κρυστάλλων:Εισαγωγή στη σύγχρονη δομική χημεία . Cornell University Press. ISBN 0-801-40333-2 doi:10.1021/ja01355a027
