Χημικός δεσμός

\( \require{mhchem} \)

.

Χημικός δεσμός καλείται η ελκτική δύναμη που συνδέει άτομα ή ιόντα, που επιτρέπει το σχηματισμό μορίων (με την ευρεία έννοια) χημικών ουσιών, που περιέχουν δύο ή περισσότερα άτομα. Ο όρος επεκτείνεται επίσης στις ελκτικές αλληλεπιδράσεις μεταξύ των ιόντων ή των μορίων της ίδιας ουσίας (δυνάμεις συνοχής), καθώς και στις ελκτικές αλληλεπιδράσεις μεταξύ των ιόντων ή και των «μορίων» διαφορετικών ουσιών (δυνάμεις συνάφειας), που βρίσκονται σε μείξη ή άλλου είδους επαφή. Ο (ενδομοριακός) χημικός δεσμός δημιουργείται με την ηλεκτροστατική έλξη ανάμεσα σε αντίθετα ηλεκτρικά φορτία, είτε μεταξύ των ηλεκτρονίων και των πυρήνων είτε ως αποτέλεσμα μιας διπολικής έλξης. Η ισχύς των χημικών δεσμών ποικίλει σημαντικά, καθώς υπάρχουν τόσο «ισχυροί δεσμοί», όπως οι ομοιοπολικοί δεσμοί ή οι ετεροπολικοί δεσμοί, αλλά και «ασθενείς δεσμοί», όπως οι αλληλεπιδράσεις διπόλου - διπόλου, η οι δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου (London dispersion force) και ο οι δεσμοί υδρογόνου.

Αφού τα αντίθετα ηλεκτρικά φορτία έλκονται μέσω μιας απλής ηλεκτρομαγνητικής δύναμης, τα αρνητικά φορτισμένα ηλεκτρόνια που περιφέρονται γύρω από τους πυρήνες και τα θετικά φορτισμένα πρωτόνια των πυρήνων αυτών έλκονται. Ένα ηλεκτρόνιο που βρίσκεται μεταξύ δύο πυρήνων έλκει και έλκεται και από τους δύο. Η έλξη αυτή δημιουργεί ένα χημικό δεσμό. Εξαιτίας του ότι τα υλοκύματα των ηλεκτρονιακών νεφών έχουν μικρότερη μάζα και καταλαμβάνουν πολύ μεγαλύτερο όγκο σε σύγκριση με τους πυρήνες, αυτός ο όγκος που καταλαμβάνεται από τα ηλεκτρονιακά νέφη κρατά τους ατομικούς πυρήνες σε μια σχετική απόσταση, σε σύγκριση με το ίδιο το μέγεθος των πυρήνων αυτών. Αυτό το φαινόμενο περιορίζει την απόσταση μεταξύ των πυρήνων των ατόμων σε ένα χημικό δεσμό.

Γενικά, οι ισχυροί χημικοί δεσμοί σχετίζονται με τη συνεισφορά ή και μεταφορά των ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων που παίρνουν μέρος σε αυτούς τους χημικούς δεσμούς. Τα άτομα στα μόρια, στους κρυστάλλους και στα μέταλλα, ουσιαστικά στην πλειοψηφία της περιβάλλουσας σε μας ύλης, κρατούνται κοντά μεταξύ τους με χημικούς δεσμούς, οι οποίοι καθορίζουν τη δομή και τις ιδιότητες της ύλης αυτής.
Επισκόπηση των κύριων τύπων χημικών δεσμών

Οι χημικοί δεσμοί κατηγοριοποιούνται σε πέντε κύριες κατηγορίες:[1][2]

Ομοιοπολικός δεσμός
Ετεροπολικός δεσμός ή ιοντικός δεσμός
Μεταλλικός δεσμός
Δεσμός υδρογόνου
Δυνάμεις van der Waals

Ένας χημικός δεσμός είναι μια έλξη μεταξύ ατόμων. Αυτή η έλξη μπορεί να φανεί ως το αποτέλεσμα διαφορετικών συμπεριφορών των εξωτερικών ηλεκτρονίων των ατόμων. Παρόλο που αυτές οι συμπεριφορές συγχωνεύονται μεταξύ τους αρμονικά σε διάφορες δεσμικές καταστάσεις ώστε να μην υπάρχει μια καθαρή γραμμή συσχέτισης μεταξύ τους, ωστόσο οι συμπεριφορές των ατόμων γίνονται τόσο ποιοτικά διαφορετικές όσο οι χαρακτήρες των δεσμών μεταβάλλονται ποσοτικά, οπότε παραμένει χρήσιμος και συνηθισμένος ο διαχωρισμός μεταξύ των δεσμών που δημιουργούν αυτές τις διαφορετικές ιδιότητες της συμπυκνωμένης ύλης.

Από την απλούστερη οπτική γωνία, στον αποκαλούμενο ομοιοπολικό δεσμό, ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια (συχνά ένα ζεύγος ηλεκτρονίων) οδηγούνται στο χώρο μεταξύ δύο ατομικών πυρήνων. Εκεί, τα αρνητικά φορτισμένα ηλεκτρόνια έλκονται από τους θετικά φορτισμένους δύο πυρήνες, αντί μόνο από το δικό τους. Αυτή η έλξη υπερκαλύπτει την άπωση μεταξύ των δυο θετικά φορτισμένων πυρήνων των δυο ατόμων, και έτσι η συνισταμένη έλξη κρατά τους δυο πυρήνες σε μια σταθερή διαμόρφωση ισορροπίας, παρόλο που οι δυο πυρήνες ακόμη δονούνται γύρω από τη θέση ισορροπίας. Έτσι, ο ομοιοπολικός δεσμός περιλαμβάνει τη συνεισφορά ηλεκτρονίων μεταξύ των θετικά φορτισμένων πυρήνων δύο ή περισσοτέρων ατόμων, που ταυτόχρονα έλκουν τα αρνητικά φορτισμένα ηλεκτρόνια που συνεισφέρονται μεταξύ τους. Τέτοιοι δεσμοί υπάρχουν μεταξύ δυο συγκεκριμένων και ταυτοποιήσιμων ατόμων και έχουν μια συγκεκριμένη διεύθυνση στο χώρο, επιτρέποντας έτσι να παριστάνονται ως απλές γραμμές σύνδεσης μεταξύ των συμβόλων των ατόμων, στα σχετικά διαγράμματα ή να μοντελοποιούνται ως ράβδοι μεταξύ σφαιρών, στα τρισδιάστατα μοριακά μοντέλα. Μια ιδιαίτερη μορφή ομοιοπολικών δεσμών αποτελούν οι «πολωμένοι ομοιοπολικοί δεσμοί», στους οποίους ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια συνεισφέρονται άνισα μεταξύ των δυο πυρήνων. Οι ομοιοπολικοί δεσμοί συχνά έχουν ως αποτέλεσμα το σχηματισμό (σχετικά) μικρών συγκροτημάτων από συνδεμένα άτομα, που λέγονται «μόρια», που στα στερεά ή στα υγρά, και πολύ ασθενέστερα στα αέρια, αλληλεπιδρούν με άλλα μόρια, της ίδιας ή και άλλων χημικών ουσιών, αλλά με δυνάμεις συνήθως πολύ ασθενέστερες από τους ομοιοπολικούς δεσμούς που συγκρατούν τα άτομα στο κάθε μόριο. Τέτοιους ασθενείς διαμοριακούς δεσμούς δίνουν, για παράδειγμα, οργανικές χημικές ενώσεις, όπως τα κεριά και τα έλαια, που έχουν γενικά μαλακό χαρακτήρα και (σχετικά) χαμηλά σημεία τήξης. Όταν οι ομοιοπολικοί δεσμοί ενώνουν μακριές αλυσίδες ατόμων στα μακρομόρια, ωστόσο (όπως τα πολυμερή) ή όταν οι ομοιοπολικοί δεσμοί επεκτείνουν το δίκτυό τους μέσα σε στερεά που δεν αποτελούνται από διακριτά μόρια (όπως στο διαμάντι, το χαλαζία ή τα διάφορα πυριτιούχα ορυκτά σε πολλούς τύπους πετρωμάτων), τότε οι δομές τους μπορούν να καταλήξουν να είναι ισχυρές και σκληρές, τουλάχιστον στη διεύθυνση που καθορίζεται σωστά με το δίκτυο των ομοιοπολικών δεσμών. Επίσης, τα σημεία τήξης τέτοιων ομοιοπολικών πολυμερών και δικτύων τους αυξάνονται κατά πολύ.

Από την απλούστερη οπτική γωνία, στον αποκαλούμενο 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 μεταβλήθηκε σε 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 ετερώνυμα 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 λιώσουν, 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 κρυστάλλους των κλασσικών ορυκτών αλάτων, όπως το μαγειρικό αλάτι.

Ένας λιγότερο αναφερόμενος τύπος χημικών δεσμών είναι ο μεταλλικός δεσμός. Σε αυτόν τον τύπο χημικών δεσμών, κάθε 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 ηλεκτρόνιο 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 θερμική αγωγιμότητα των μετάλλων, καθώς 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 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 υβριδισμό 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.

Αναφορές και σημειώσεις

«Άτομο και ατομικοί δεσμοί». 2010-10-11.

«Σύγχρονη Φυσική (6. Μόρια)». 2010-10-11.

Εγκυκλοπαίδεια Χημείας

Κόσμος

Αλφαβητικός κατάλογος

Hellenica World - Scientific Library

Από τη ελληνική Βικιπαίδεια http://el.wikipedia.org . Όλα τα κείμενα είναι διαθέσιμα υπό την GNU Free Documentation License