Παραδείγματα και ιδιότητες ομοιοπολικού δεσμού
Ένας ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας τύπος χημικού δεσμού που χαρακτηρίζεται από την κοινή κοινή χρήση ζευγών ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων. Ομοιοπολικοί δεσμοί σχηματίζονται όταν τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια σθένους με άλλα άτομα για να επιτευχθεί ένα πλήρες περίβλημα εξωτερικών ηλεκτρονίων. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί διαφέρουν από τους ιοντικούς δεσμούς, που περιλαμβάνουν την αφαίρεση ή την προσθήκη ηλεκτρονίων, και τους μεταλλικούς δεσμούς, οι οποίοι περιλαμβάνουν μη εντοπισμένο μοίρασμα ηλεκτρονίων. Οι ενώσεις που σχηματίζονται από άτομα με ομοιοπολικούς δεσμούς ονομάζονται ομοιοπολικές ενώσεις.
Γενικά, σχηματίζονται ομοιοπολικοί δεσμοί μεταξύ μη μεταλλικών στοιχείων που δεν διαφέρουν πολύ σε ηλεκτραρνητικότητα. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί τείνουν να είναι πιο αδύναμοι από τους ιοντικούς ή μεταλλικούς δεσμούς, επομένως απαιτούν λιγότερη ενέργεια για να σπάσουν. Ως συνέπεια αυτών των σχετικά ασθενέστερων δεσμών, οι περισσότερες ομοιοπολικές ενώσεις είναι αέρια σε τυπικές θερμοκρασίες και πίεση και έχουν χαμηλές θερμοκρασίες βρασμού και εξάτμισης. Συνήθως, με ομοιοπολικούς δεσμούς, τα στοιχεία θα μοιράζονται ζεύγη ηλεκτρονίων έως ότου κάθε άτομο της ένωσης έχει 8 ηλεκτρόνια σθένους, εκτός από το υδρογόνο (Η) που χρειάζεται μόνο 2 ηλεκτρόνια σθένους για να γεμίσει το εξωτερικό του περίβλημα.
Ένα απλό παράδειγμα ομοιοπολικού δεσμού είναι σε ένα διατομικό μόριο υδρογόνου (H2) Το υδρογόνο από μόνο του έχει ένα ηλεκτρόνιο σθένους. Το υδρογόνο έχει πλήρες κέλυφος όποτε έχει 2 ηλεκτρόνια. Έτσι, ένα μεμονωμένο άτομο υδρογόνου θα μοιράζεται το ηλεκτρόνιο ενός σθένους με ένα άλλο άτομο υδρογόνου και αντίστροφα. Το αποτέλεσμα είναι ότι και τα δύο άτομα υδρογόνου έχουν τώρα ένα πλήρες εξωτερικό περίβλημα και το μόριο έχει μια σταθερή διαμόρφωση ηλεκτρονίων.
Σε ορισμένες περιπτώσεις, τα άτομα θα μοιράζονται περισσότερα από δύο ηλεκτρόνια. Τα άτομα μπορούν να σχηματίσουν διπλούς και τριπλούς δεσμούς, όπου μοιράζονται 4 και 6 ηλεκτρόνια, αντίστοιχα. Τα άτομα θα σχηματίσουν διπλούς και τριπλούς δεσμούς εάν κάθε ζεύγος ηλεκτρονίων είναι κοινό, αλλά ορισμένα άτομα εξακολουθούν να χρειάζονται περισσότερα ηλεκτρόνια για να γεμίσουν το εξωτερικό τους περίβλημα.
Τύποι ομοιοπολικών δεσμών
Οι ομοιοπολικοί δεσμοί μπορούν να χωριστούν σε δύο κύριες κατηγορίες, τους πολικούς ομοιοπολικούς και τους μη πολικούς ομοιοπολικούς. Το αν δύο άτομα θα σχηματίσουν έναν πολικό ή μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό εξαρτάται από τις αντίστοιχες ηλεκτραρνητικότητες αυτών των ατόμων.
Η ηλεκτραρνητικότητα ενός στοιχείου μπορεί να θεωρηθεί ως ένα μέτρο του πόσο «πεινασμένο» είναι ένα στοιχείο για ηλεκτρόνια. Όσο πιο ηλεκτραρνητικό είναι ένα στοιχείο, τόσο πιο «πεινασμένο» είναι για ηλεκτρόνια και τόσο περισσότερο τραβά τα ηλεκτρόνια. Τα στοιχεία στα δεξιά του περιοδικού πίνακα τείνουν να είναι πιο ηλεκτραρνητικά λόγω του μεγέθους του θετικά φορτισμένου πυρήνα τους. Οι μεγαλύτεροι θετικοί πυρήνες που βρίσκονται στα στοιχεία στα δεξιά του περιοδικού πίνακα τείνουν να ασκούν μεγαλύτερη έλξη στα ηλεκτρόνια. Το φθόριο (F) είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο και του αποδίδεται τιμή EN 4. Όλες οι άλλες τιμές EN υπολογίζονται σε σχέση με το φθόριο.
Οι ομοιοπολικοί δεσμοί γενικά ορίζονται ως δεσμοί που εμφανίζονται μεταξύ στοιχείων των οποίων η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας είναι ΔEN ≤ 1,8. Όταν η διαφορά EN μεταξύ των στοιχείων είναι μεγαλύτερη από 1,8, τα στοιχεία λέγεται ότι εμπλέκονται σε ιονικούς δεσμούς αντί για ομοιοπολικούς δεσμούς.
Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί
Όταν η διαφορά EN μεταξύ των στοιχείων είναι μεταξύ 0,4 και 1,8, οι σχηματιζόμενοι ομοιοπολικοί δεσμοί ονομάζονται πολικοί. Στους πολικούς δεσμούς, το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο ασκεί μεγαλύτερη έλξη στα κοινά ηλεκτρόνια από το λιγότερο ηλεκτραρνητικό στοιχείο. Το αποτέλεσμα είναι ότι τα κοινά ηλεκτρόνια έλκονται περισσότερα προς ένα άτομο. Αυτή η καθαρή διαφορά στο ηλεκτρικό φορτίο κατά μήκος του δεσμού καθιστά τον ομοιοπολικό δεσμό να έχει ένα μερικώς φορτισμένο αρνητικό άκρο και ένα μερικώς φορτισμένο θετικό άκρο.
Η πολικότητα μιας ένωσης εξηγεί μια σειρά από τη φυσική της δομή, όπως η τρισδιάστατη γεωμετρία της, οι διαμοριακές αλληλεπιδράσεις και η συμπεριφορά φάσης. Για παράδειγμα, το νερό είναι μια ομοιοπολική πολική ένωση. Η πολικότητα των ομοιοπολικών δεσμών στο νερό εξηγεί τις ικανότητες του διαλύτη, το υψηλό σημείο βρασμού, την υψηλή ειδική θερμοχωρητικότητα, την επιφανειακή τάση και τη διαμοριακή του συμπεριφορά.
Μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί
Όταν δύο άτομα που έχουν σχεδόν ίδιες τιμές EN συνδέονται, σχηματίζουν μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς. Στους μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς, τα ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου μεταξύ των δύο ατόμων, επομένως δεν υπάρχει καθαρή διαφορά στο φορτίο κατά μήκος του δεσμού. Οι δεσμοί που σχηματίζονται μεταξύ ατόμων του ίδιου στοιχείου θεωρούνται εντελώς μη πολικοί, καθώς τα δύο άτομα έχουν ίδιες τιμές EN και επομένως καμία διαφορά.
Για παράδειγμα, το αέριο χλώριο αποτελείται από διατομικά μόρια χλωρίου (Cl2 ). Κάθε άτομο χλωρίου έχει 7 ηλεκτρόνια σθένους, κατανεμημένα σε 3 ζεύγη και ένα μόνο ηλεκτρόνιο. Κάθε άτομο χλωρίου θα μοιραστεί το μοναδικό του ηλεκτρόνιο με το άλλο, δίνοντας σε κάθε άτομο χλωρίου 4 ζεύγη ηλεκτρονίων και έτσι 8 συνολικά ηλεκτρόνια σθένους. Επειδή τα ίδια στοιχεία έχουν ίδιες τιμές EN, και τα δύο άτομα χλωρίου ασκούν ίση έλξη στα κοινά ηλεκτρόνια και αλληλοεξουδετερώνονται. Οι μη πολικοί δεσμοί είναι εντελώς ηλεκτρικά ουδέτεροι.
Για να είναι μια ένωση μη πολική, δεν χρειάζεται να αποτελείται από μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς. Εξετάστε τον τετραχλωράνθρακα (CCl4 ). Ο τετραχλωράνθρακας σχηματίζεται από ένα άτομο άνθρακα που σχηματίζει 4 ομοιοπολικούς δεσμούς με 4 άτομα χλωρίου. Το ΔΕΝ μεταξύ άνθρακα και χλωρίου είναι 0,5, επομένως οι δεσμοί C-Cl είναι πολικοί. Ωστόσο, ο τετραχλωράνθρακας είναι ένα μη πολικό μόριο. Ο λόγος είναι ότι η συμμετρική τετραεδρική γεωμετρική δομή του τετραχλωράνθρακα κάνει κάθε πολικό δεσμό να ακυρώνεται από έναν άλλο.
Πώς μοιράζονται τα άτομα τα ηλεκτρόνια τους;
Είναι ένα πράγμα να περιγράφουμε έναν ομοιοπολικό δεσμό ως το μοίρασμα των ζευγών ηλεκτρονίων. Είναι άλλο πράγμα να εξηγήσουμε το πώς τα άτομα μοιράζονται τα ηλεκτρόνια τους. Αυτό είναι ένα ερώτημα για τη θεωρία των μοριακών τροχιακών.
Οι κοινές απεικονίσεις ηλεκτρονίων τα οραματίζονται ως μικροσκοπικά σωματίδια που περιφέρονται γύρω από έναν κεντρικό πυρήνα, ανάλογο με τους πλανήτες του ηλιακού μας συστήματος. Οι δομές Lewis, για παράδειγμα, αντιπροσωπεύουν τα ηλεκτρόνια ως μικρές κουκκίδες που περιβάλλουν ένα κεντρικό άτομο και ο ομοιοπολικός δεσμός αναπαρίσταται ως δύο άτομα που μοιράζονται ένα ζευγάρι από αυτές τις κουκκίδες. Ωστόσο, αυτού του είδους τα μοντέλα δεν είναι ακριβείς αναπαραστάσεις. Τα ηλεκτρόνια δεν είναι μικροσκοπικά μεμονωμένα σωματίδια που περιστρέφονται γύρω από άτομα σαν πλανήτες σε κυκλική τροχιά. Τα ηλεκτρόνια έχουν φύση διπλού σωματιδίου-κύματος και η δεσμευτική τους συμπεριφορά μπορεί να εξηγηθεί μόνο από τις κυματοειδείς ιδιότητες των ηλεκτρονίων.
Δεδομένου ότι τα ηλεκτρόνια δεν είναι σωματίδια, δεν έχουν καθορισμένη θέση σε ένα συγκεκριμένο σημείο. Αντίθετα, σαν κύμα, υπάρχουν απλωμένα σε μια περιοχή του διαστήματος. Αυτή η περιοχή του χώρου ονομάζεται τροχιακή. Κατά κάποιο τρόπο, μπορεί κανείς να σκεφτεί ένα τροχιακό ως μια περιοχή του χώρου γύρω από ένα άτομο στο οποίο υπάρχει πιθανότητα να βρεθεί ένα ηλεκτρόνιο.
Τα άτομα σχηματίζουν ομοιοπολικούς δεσμούς επικαλύπτοντας τα ηλεκτρονιακά τροχιακά τους. Όταν δύο ατομικά τροχιακά έρχονται κοντά, συνδυάζονται και τα ηλεκτρόνια αρχίζουν να κατοικούν σε έναν κοινό τροχιακό χώρο . Σε αυτόν τον κοινό τροχιακό χώρο, υπάρχει αυξημένη πυκνότητα ηλεκτρονίων. Η πυκνότητα ηλεκτρονίων σε αυτόν τον κοινό τροχιακό χώρο είναι η «χημική κόλλα» που συγκρατεί τα άτομα μαζί. Υπάρχουν πολλά είδη τροχιακών ηλεκτρονίων, επομένως υπάρχουν πολλά είδη τροχιακής επικάλυψης. Ο ακριβής χαρακτήρας της τροχιακής επικάλυψης καθορίζει την αντοχή, τη γωνία, το μήκος και την ελαστικότητα του δεσμού.
Για παράδειγμα, ένα διατομικό μόριο υδρογόνου (Η2) έχει τον απλούστερο και πιο σταθερό τύπο ομοιοπολικού δεσμού. έναν δεσμό σίγμα (αντιπροσωπεύεται ως σ-δεσμός). Οι δεσμοί Sigma σχηματίζονται ως αποτέλεσμα της άμεσης επικάλυψης δύο s τροχιακά. s τα τροχιακά έχουν σφαιρικό σχήμα, επομένως ο κοινόχρηστος τροχιακός χώρος μοιάζει με την περιοχή που σχηματίζεται από την επικάλυψη δύο σφαιρών. Αντίθετα, οι δεσμοί Pi (π) σχηματίζονται λόγω της πλευρικής επικάλυψης 2 p τροχιακά. Όταν δύο τροχιακά συνδυάζονται, το τροχιακό που προκύπτει ονομάζεται υβριδικό τροχιακό .
Σκεφτείτε την ιδέα ως εξής:φανταστείτε ότι ρίχνετε έναν βράχο σε ένα σώμα νερού και τα κύματα κυματίζουν έξω. Στη συνέχεια ρίχνετε ένα βράχο σε διαφορετικό σημείο που δημιουργεί ένα άλλο σχέδιο κυμάτων. Όταν οι κυματισμοί συναντηθούν, τα κύματα θα συνδυαστούν με διάφορους τρόπους για να σχηματίσουν διαφορετικά μοτίβα. Αυτό μοιάζει με αυτό που συμβαίνει στην επικάλυψη τροχιακών ηλεκτρονίων. Τα ηλεκτρόνια είναι βασικά κυματοειδή, οπότε όταν φέρετε δύο ηλεκτρόνια κοντά μεταξύ τους, τα κύματα θα «συνδυαστούν» για να σχηματίσουν ένα ξεχωριστό σταθερό κυματικό σχέδιο. Οι ιδιότητες ενός ομοιοπολικού δεσμού καθορίζονται από το ακριβές σχήμα των τροχιακών και το πώς αυτά τα κύματα συνδυάζονται μεταξύ τους. Τα τροχιακά θα συνδυαστούν και θα λάβουν ένα σχήμα που ελαχιστοποιεί τη δυναμική ενέργεια μεταξύ των ατόμων.
Η τροχιακή θεωρία παρέχει μια πιο ακριβή περιγραφή των ηλεκτρονίων και μια εξήγηση για το γιατί τα ηλεκτρόνια συμπεριφέρονται με τον τρόπο που συμπεριφέρονται όταν σχηματίζουν κοινά ζεύγη. Η τροχιακή θεωρία μπορεί επίσης να χρησιμοποιηθεί για την πρόβλεψη του χαρακτήρα νέων χημικών δεσμών. Εξηγεί επίσης γιατί ορισμένες ενώσεις, όπως το εξαφθοριούχο θείο (SF6 ) παραβιάζουν τον κανόνα της οκτάδας στο κεντρικό τους άτομο.
Για να ανακεφαλαιώσουμε, οι ομοιοπολικοί δεσμοί είναι χημικοί δεσμοί που χαρακτηρίζονται από την κοινή χρήση ζευγών ηλεκτρονίων. Ένας ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται όταν δύο άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια για να αποκτήσουν ένα πλήρες εξωτερικό περίβλημα ηλεκτρονίων. Υπάρχουν δύο κύρια είδη ομοιοπολικών δεσμών, οι πολικοί και οι μη πολικοί, που διακρίνονται με βάση τον τρόπο με τον οποίο τα ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου στον δεσμό. Τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια επικαλύπτοντας τροχιακά ηλεκτρονίων σε έναν κοινό τροχιακό χώρο. Η αυξημένη πυκνότητα ηλεκτρονίων στον κοινό τροχιακό χώρο αγκυρώνει τα δύο άτομα μαζί.
