Ενώσεις με ιονικούς και ομοιοπολικούς δεσμούς

Ορισμένες χημικές ενώσεις περιέχουν τόσο ιοντικούς όσο και ομοιοπολικούς δεσμούς. Πρόκειται για ιοντικές ενώσεις που περιέχουν πολυατομικά ιόντα. Συχνά, μια ένωση και με τους δύο τύπους δεσμών περιέχει ένα μέταλλο συνδεδεμένο με ένα ανιόν ομοιοπολικά συνδεδεμένων μη μετάλλων. Λιγότερο συχνά, το κατιόν είναι πολυατομικό. Το κατιόν δεν είναι πάντα μέταλλο. Μερικές φορές τα αμέταλλα συνδέονται για να σχηματίσουν ένα κατιόν με αρκετή διαφορά ηλεκτραρνητικότητας από το ανιόν για να σχηματίσουν έναν ιοντικό δεσμό!

10 Παραδείγματα Ενώσεων με ιοντικούς και ομοιοπολικούς δεσμούς

Ακολουθούν παραδείγματα ενώσεων με ιοντικούς και ομοιοπολικούς δεσμούς. Θυμηθείτε, ένας ιονικός δεσμός εμφανίζεται όταν ένα άτομο ουσιαστικά δωρίζει ένα ηλεκτρόνιο σθένους σε ένα άλλο άτομο. Ένας ομοιοπολικός δεσμός περιλαμβάνει άτομα που μοιράζονται ηλεκτρόνια. Στους καθαρούς ομοιοπολικούς δεσμούς, αυτή η κατανομή είναι ίση. Στους πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς, το ηλεκτρόνιο περνά περισσότερο χρόνο με το ένα άτομο από το άλλο.

• KCN – κυανιούχο κάλιο
• NH₄ Cl – χλωριούχο αμμώνιο
• NaNO₃ – νιτρικό νάτριο
• (NH₄ )S – θειούχο αμμώνιο
• Ba(CN)₂ – κυανιούχο βάριο
• CaCO₃ – ανθρακικό ασβέστιο
• KNO₂ – νιτρώδες κάλιο
• Κ₂ SO₄ – θειικό κάλιο
• NaOH – υδροξείδιο του νατρίου
• CsI₃ – ιωδιούχο καίσιο

Για παράδειγμα, στο κυανιούχο κάλιο (KCN), ο άνθρακας (C) και το άζωτο (N) είναι αμφότερα αμέταλλα, επομένως μοιράζονται έναν ομοιοπολικό δεσμό. Το άτομο καλίου (Κ) είναι μέταλλο, επομένως συνδέεται με το μη μεταλλικό ανιόν μέσω ενός ιοντικού δεσμού. Η περίθλαση ακτίνων Χ των κρυστάλλων KCN επαληθεύει αυτή τη διάταξη. Τα ιόντα καλίου είναι ξεχωριστά από τα συνδεδεμένα ιόντα άνθρακα και αζώτου που σχηματίζουν το ανιόν κυανίου. Οι ενώσεις με ιονικούς και ομοιοπολικούς δεσμούς σχηματίζουν ιοντικούς κρυστάλλους. Όταν αυτές οι ενώσεις λιώνουν ή διαλύονται στο νερό, οι ιοντικοί δεσμοί σπάνε, αλλά οι ομοιοπολικοί δεσμοί παραμένουν άθικτοι. Σε μια λιωμένη ένωση, το κατιόν και το ανιόν παραμένουν ελκυσμένα μεταξύ τους, αλλά όχι αρκετά για να οργανωθούν σε κρύσταλλο.

Πρόβλεψη του τύπου του χημικού δεσμού

Συνήθως, το μόνο που χρειάζεται να κάνετε για να προβλέψετε τον τύπο του χημικού δεσμού μεταξύ δύο ατόμων είναι να συγκρίνετε τις τιμές ηλεκτραρνητικότητας τους.

• Μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός – Εάν τα άτομα είναι πανομοιότυπα, δεν υπάρχει διαφορά ηλεκτραρνητικότητας και ο δεσμός είναι ομοιοπολικός. Ωστόσο, ο δεσμός θεωρείται μη πολικός εφόσον η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας είναι μικρότερη από 0,4
• Πολικός ομοιοπολικός δεσμός – Η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας είναι μεταξύ 0,4 και 1,7. Αυτός είναι ο τύπος δεσμού που σχηματίζεται μεταξύ των περισσότερων μη μετάλλων.
• Ιωνικός δεσμός – Η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας είναι μεγαλύτερη από 1,7.

Μπορείτε να χρησιμοποιήσετε έναν πίνακα για να δείτε τις τιμές ηλεκτραρνητικότητας των ατόμων. Ο πίνακας είναι εξαιρετικός για τον προσδιορισμό του τύπου του δεσμού εντός του κατιόντος και του ανιόντος όταν εμφανίζονται πολυατομικά ιόντα.

Αλλά, πώς μπορείτε να καταλάβετε εάν μια ένωση περιέχει τόσο ιοντικούς όσο και ομοιοπολικούς δεσμούς, κοιτάζοντας απλώς τον χημικό τύπο της; Αρχικά, πρέπει να γνωρίζετε ποια στοιχεία είναι μέταλλα και ποια αμέταλλα. Αυτό είναι αρκετά εύκολο, καθώς τα μόνα αμέταλλα συγκεντρώνονται στη δεξιά πλευρά του περιοδικού πίνακα (οι ομάδες αμέταλλων, αλογόνου και ευγενών αερίων). Ένα νεκρό στοιχείο που η ένωση περιέχει και τους δύο δεσμούς είναι όταν έχει ένα κατιόν μετάλλου συνδεδεμένο με ένα ανιόν που περιέχει μόνο αμέταλλα. Επίσης, κάθε ένωση που περιέχει το κατιόν αμμωνίου (NH4) έχει και ιοντικούς και ομοιοπολικούς δεσμούς. Τα άτομα αζώτου και υδρογόνου συνδέονται με ομοιοπολικούς δεσμούς. Το πολυατομικό κατιόν είναι εξαιρετικά ηλεκτροθετικό, επομένως σχηματίζει ιοντικούς δεσμούς με οποιοδήποτε ανιόν.

Αναφορές

• Atkins, Peter; Loretta Jones (1997). Χημεία:Μόρια, Ύλη και Αλλαγή. Νέα Υόρκη:W.H. Freeman &Co. ISBN 978-0-7167-3107-8.
• 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