Ποιοι είναι οι τύποι χημικών ορίων;
1. Ιωνική σύνδεση:
* σχηματισμός: Εμφανίζεται μεταξύ ενός μετάλλου και ενός μη μέταλλου. Το μεταλλικό άτομο χάνει ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια για να γίνει ένα θετικά φορτισμένο ιόν (κατιόν), ενώ το μη μεταλλικό άτομο κερδίζει αυτά τα ηλεκτρόνια για να γίνει ένα αρνητικά φορτισμένο ιόν (ανιόν). Αυτά τα αντίθετα φορτισμένα ιόντα προσελκύουν ο ένας τον άλλον έντονα, σχηματίζοντας έναν ιοντικό δεσμό.
* Ιδιότητες: Οι ιοντικές ενώσεις είναι γενικά:
* υψηλά σημεία τήξης και βρασμού: Λόγω των ισχυρών ηλεκτροστατικών δυνάμεων μεταξύ των ιόντων.
* εύθραυστο: Τα ιόντα είναι διατεταγμένα σε μια άκαμπτη δομή πλέγματος και η μετατόπιση μπορεί να διαταράξει την ηλεκτροστατική ισορροπία, προκαλώντας θραύση.
* καλοί αγωγοί ηλεκτρικής ενέργειας σε λιωμένες ή διαλυμένες καταστάσεις: Τα ιόντα μπορούν να κινηθούν ελεύθερα όταν δεν είναι κλειδωμένα σε ένα πλέγμα.
* υδατοδιαλυτά: Τα μόρια του νερού μπορούν να απομακρύνουν τα ιόντα λόγω της πολικής τους φύσης.
2. Ομοιοπολική συγκόλληση:
* σχηματισμός: Εμφανίζεται μεταξύ δύο μη μεταλλικών. Τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια για να επιτύχουν μια σταθερή διαμόρφωση ηλεκτρονίων (συνήθως ένα πλήρες εξωτερικό κέλυφος).
* Τύποι ομοιοπολικών δεσμών:
* Ενιαίος δεσμός: Ένα ζευγάρι ηλεκτρονίων μοιράζεται.
* Διπλός δεσμός: Δύο ζεύγη ηλεκτρονίων μοιράζονται.
* Τριπλός δεσμός: Τρία ζεύγη ηλεκτρονίων μοιράζονται.
* Ιδιότητες: Οι ομοιοπολικές ενώσεις είναι γενικά:
* χαμηλότερα σημεία τήξης και βρασμού: από τις ιοντικές ενώσεις λόγω ασθενέστερων διαμοριακών δυνάμεων.
* μαλακό και εύκαμπτο: Τα μόρια συγκρατούνται από ασθενέστερες δυνάμεις, επιτρέποντας μεγαλύτερη ευελιξία.
* Κακοί αγωγοί ηλεκτρικής ενέργειας: Τα ηλεκτρόνια συνδέονται στενά μέσα σε μόρια και δεν είναι ελεύθερα να κινούνται.
* Μεταβλητή διαλυτότητα: Εξαρτάται από την πολικότητα του μορίου και τις αλληλεπιδράσεις του με τον διαλύτη.
3. Μεταλλική σύνδεση:
* σχηματισμός: Βρέθηκε σε μέταλλα. Τα ηλεκτρόνια στο εξωτερικό κέλυφος απομακρύνονται και κινούνται ελεύθερα σε όλο το μεταλλικό πλέγμα. Αυτή η "θάλασσα των ηλεκτρονίων" δεσμεύει τα θετικά φορτισμένα μεταλλικά ιόντα μαζί.
* Ιδιότητες: Τα μέταλλα είναι γενικά:
* καλοί αγωγοί θερμότητας και ηλεκτρικής ενέργειας: Τα ελεύθερα ηλεκτρόνια μπορούν εύκολα να μεταφέρουν ενέργεια.
* εύπλαστο και όλκιμο: Μπορεί να σφυρηλατηθεί σε διαφορετικά σχήματα και να τραβηχτεί σε καλώδια λόγω της ικανότητας των μεταλλικών ιόντων να γλιστρούν μεταξύ τους.
* λαμπερό (γυαλιστερό): Τα ελεύθερα ηλεκτρόνια απορροφούν και επανασυνδέστε το φως.
* υψηλά σημεία τήξης και βρασμού: Οι ισχυροί μεταλλικοί δεσμοί κρατούν τα άτομα σφιχτά μαζί.
4. Δεσμός υδρογόνου:
* σχηματισμός: Ένας ειδικός τύπος διαμοριακής δύναμης (όχι πραγματικός χημικός δεσμός) που συμβαίνει μεταξύ των μορίων που περιέχουν υδρογόνο που συνδέονται με ένα εξαιρετικά ηλεκτροαρνητικό άτομο (όπως το οξυγόνο, το άζωτο ή η φθορίνη). Το άτομο υδρογόνου αναπτύσσει ένα μερικό θετικό φορτίο, προσελκύοντας τα μοναχικά ζεύγη ηλεκτρονίων στο ηλεκτροαρνητικό άτομο ενός άλλου μορίου.
* Ιδιότητες: Οι δεσμοί υδρογόνου είναι σημαντικά ισχυρότεροι από άλλες διαμοριακές δυνάμεις και διαδραματίζουν καθοριστικό ρόλο σε:
* Η δομή του νερού: Υπεύθυνος για τα υψηλά σημεία τήξης και βρασμού του νερού, την επιφανειακή τάση και την ικανότητα να διαλύουν πολλές ουσίες.
* Αναδίπλωση πρωτεΐνης: Βοηθήστε στη διατήρηση της δομής 3D των πρωτεϊνών.
* Δομή DNA: Κρατήστε τα δύο σκέλη του DNA μαζί.
5. Δυνάμεις Van der Waals:
* σχηματισμός: Αδύναμα, προσωρινά αξιοθέατα μεταξύ μορίων λόγω διακυμάνσεων της κατανομής ηλεκτρονίων.
* Τύποι δυνάμεων van der waals:
* Δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου: Αδύναμο, παρόντες σε όλα τα μόρια.
* Δυνάμεις διπόλης: Εμφανίζονται μεταξύ πολικών μορίων.
* δεσμός υδρογόνου: (που συζητήθηκε παραπάνω)
Σημαντική σημείωση: Οι χημικοί δεσμοί δεν κατηγοριοποιούνται πάντα τακτοποιημένα. Υπάρχουν πολλά παραδείγματα ενώσεων με δεσμούς που διαθέτουν χαρακτηριστικά περισσότερων από ένας τύπους (π.χ. πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί).
