Ιωνικός δεσμός εναντίον ομοιοπολικού δεσμού

Ένας χημικός δεσμός είναι μια έλξη που συγκρατεί μεταξύ μορίων, ιόντων ή ατόμων που επιτρέπει τη δημιουργία χημικών συνθέσεων. Ο δεσμός μπορεί να προκύψει από την ηλεκτροστατική δύναμη έλξης μεταξύ αντίθετα φορτισμένων ιόντων όπως στους ιοντικούς δεσμούς ή μέσω της κοινής χρήσης ηλεκτρονίων όπως στους ομοιοπολικούς δεσμούς. Η ενέργεια των χημικών δεσμών ποικίλλει πολύ. υπάρχουν «ισχυροί δεσμοί» ή «πρωτεύοντες δεσμοί» παρόμοιοι με τους ομοιοπολικούς, ιοντικούς και μεταλλικούς δεσμούς και «λεπτοί δεσμοί» ή «δευτερεύοντες δεσμοί» ανάλογοι με τις δυνάμεις διπόλου-διπόλου, τη δύναμη του Λονδίνου και τον δεσμό υδρογόνου.

Σημασία ιοντικού δεσμού

Ο ιονικός δεσμός, γνωστός και ως ηλεκτροσθενής δεσμός, είναι μια κατηγορία σύνδεσης που σχηματίζεται από τις ηλεκτροστατικές δυνάμεις μεταξύ άνισα φορτισμένων ιόντων σε μια χημική σύνθεση. Ένας τέτοιος δεσμός σχηματίζεται όταν τα ηλεκτρόνια σθένους (πιο απομακρυσμένα) ενός ατόμου παραδίδονται μόνιμα σε ένα άλλο άτομο. Το άτομο που χάνει τα ηλεκτρόνια γίνεται θετικά φορτισμένο ιόν (κατιόν), ενώ το 1 που τα αποκτά γίνεται αρνητικά φορτισμένο ιόν (ανιόν).

Σημασία ομοιοπολικού δεσμού

Ένας ομοιοπολικός δεσμός στον κόσμο της χημείας σημαίνει τη διατομική σύνδεση που προκύπτει από την κοινή χρήση ενός ζεύγους ηλεκτρονίων μεταξύ 2 ατόμων. Ο δεσμός προκύπτει από τις ηλεκτροστατικές δυνάμεις των κέντρων τους για αυτά τα ηλεκτρόνια. Ένας ομοιοπολικός δεσμός εκπέμπεται όταν τα άτομα που μοιράζονται έχουν λιγότερη συνολική ενέργεια από εκείνη των εκτεταμένα διαχωρισμένων ατόμων.

Παραδείγματα ιοντικού δεσμού

1. Χλωριούχο Νάτριο (NaCl)

Το σθένος του νατρίου (Na) είναι 1. Στην πιο εξωτερική του στιβάδα (σθένους) έχει μόνο ένα ηλεκτρόνιο. Το χλώριο περιέχει 7 ηλεκτρόνια στο εξωτερικό του κέλυφος και χρειάζεται μόνο ένα ακόμη για να το ολοκληρώσει. Ως αποτέλεσμα, το νάτριο χάνει το μοναδικό του ηλεκτρόνιο και γίνεται ιόν νατρίου (Na), αποκτώντας την ηλεκτρική διαμόρφωση του πλησιέστερου αδρανούς αερίου, του νέου. Το χλώριο είναι ακόμη πιο ηλεκτραρνητικό από το νάτριο και δέχεται ένα ηλεκτρόνιο για να σχηματίσει το ιόν χλωρίου (Cl−). Το χλώριο λαμβάνει την πλησιέστερη διαμόρφωση ελεύθερου αερίου, το αργό, σε αυτή τη διαδικασία. Τα δύο άτομα συνδυάζονται για να σχηματίσουν έναν ιοντικό δεσμό, παράγοντας NaCl, γνωστό και ως επιτραπέζιο αλάτι.

2. Οξείδιο του μαγνησίου (MgO)

Στο πιο εξωτερικό του περίβλημα, το μαγνήσιο (Mg) έχει δύο ηλεκτρόνια, ενώ το οξυγόνο (Ο) έχει έξι. Το μαγνήσιο θα παρέχει δύο ηλεκτρόνια προκειμένου να επιτύχει την πλησιέστερη διαμόρφωση αδρανούς αερίου, το νέον. Ως αποτέλεσμα, το μαγνήσιο θα γίνει ιόν μαγνησίου (Mg2+). Επιπλέον, το οξυγόνο (Ο) είναι πιο ηλεκτραρνητικό από το μαγνήσιο (Mg). Για να φτάσει στην πλησιέστερη διαμόρφωση αδρανούς αερίου, το νέον, χρειάζεται δύο ηλεκτρόνια για να ολοκληρώσει το εξωτερικό του περίβλημα. Ως αποτέλεσμα, τα δύο ηλεκτρόνια από το μαγνήσιο θα έλκονται και θα μετατραπούν σε ιόν οξειδίου (O2-). Τα δύο άτομα σχηματίζουν τελικά έναν ιοντικό δεσμό και σχηματίζεται MgO.

3. Χλωριούχο Ασβέστιο (CaCl2)

Το χλώριο (Cl) περιέχει επτά ηλεκτρόνια σθένους, ενώ το ασβέστιο (Ca) έχει δύο. Το ασβέστιο θα δώσει δύο ηλεκτρόνια για να γίνει ιόν ασβεστίου (Ca). Επιπλέον, επειδή το χλώριο είναι πιο ηλεκτραρνητικό από το ασβέστιο, θα προσελκύσει αυτά τα ηλεκτρόνια. Ως αποτέλεσμα, δύο άτομα χλωρίου θα σχηματίσουν δεσμό με το ασβέστιο. Σε ένα ιόν χλωρίου (Cl –), το καθένα θα προσελκύσει ένα ηλεκτρόνιο. Ως αποτέλεσμα, το ασβέστιο και το χλώριο θα σχηματίσουν δύο ιοντικές συνδέσεις. Το CaCl2, η έξοδος, αναφέρεται συνήθως ως ορυκτό αλάτι.

4. Οξείδιο του καλίου (K2O)

Το εξωτερικό περίβλημα του καλίου (Κ) έχει ένα ηλεκτρόνιο. Το οξυγόνο (Ο) περιέχει έξι ηλεκτρόνια στο εξωτερικό του περίβλημα και χρειάζονται μόνο άλλα δύο για να το ολοκληρώσει. Επειδή είναι πιο ηλεκτραρνητικό από το κάλιο, έλκει δύο ηλεκτρόνια από δύο άτομα καλίου, σχηματίζοντας ένα ιόν οξειδίου (Ο –). Ως αποτέλεσμα, κάθε ιόν καλίου θα συνεισφέρει ένα ηλεκτρόνιο στο οξυγόνο, με αποτέλεσμα δύο ιόντα καλίου να συνεργάζονται (Κ). Ως αποτέλεσμα, το άτομο του οξειδίου του καλίου θα έχει δύο ιοντικούς δεσμούς συνδεδεμένους σε αυτό.

Παραδείγματα ομοιοπολικού δεσμού

1. Υδρογόνο (Η2)

Το υδρογόνο (Η) είναι το απλούστερο από όλα τα στοιχεία. Έχει αποκλειστικά 1 ηλεκτρόνιο και απαιτεί ένα άλλο ηλεκτρόνιο για να αποκτήσει την ηλεκτρονική διαμόρφωση του πλησιέστερου ελεύθερου αερίου ηλίου. Επομένως, δύο άτομα υδρογόνου θα συνδεθούν ταυτόχρονα σε έναν μόνο δεσμό για να είναι ένα μόριο υδρογόνου.

2. Οξυγόνο (O2)

Το σθένος του οξυγόνου (Ο) είναι 2, πράγμα που σημαίνει ότι απαιτεί 2 ηλεκτρόνια για να τελειώσει το πιο πέρα (σθένος) κέλυφός του. Έτσι, 2 άτομα οξυγόνου θα συσχετιστούν και θα συμμετέχουν στα 2 ηλεκτρόνια σθένους τους, λειτουργώντας σε διπλό δεσμό.

3. Άζωτο (N2)

Το άζωτο (Ν) έχει 5 ηλεκτρόνια σθένους, επομένως χρειάζεται 3 επιπλέον ηλεκτρόνια σθένους για να ολοκληρώσει την οκτάδα του. Θα συσχετιστούν 2 άτομα αζώτου. Το καθένα θα λάβει 3 ηλεκτρόνια για να σχηματίσει 3 ομοιοπολικούς δεσμούς, δηλαδή έναν τριπλό δεσμό, που εκτελείται σε ένα μόριο αζώτου.

4. Νερό (H2O)

Ένα σωματίδιο νερού αποτελείται από 2 άτομα υδρογόνου (Η) και 1 οξυγόνου (Ο). Το οξυγόνο έχει σθένος 2 και το υδρογόνο έχει αποκλειστικά 1 ηλεκτρόνιο στο τροχιακό του. Επομένως, κάθε άτομο υδρογόνου θα συμμετέχει στο ηλεκτρόνιό του και θα συνδέεται ομοιοπολικά με το οξυγόνο. Συμπερασματικά, θα υπάρξουν 2 μεμονωμένα ομόλογα.

5. Διοξείδιο του άνθρακα (CO2)

Το διοξείδιο του άνθρακα έχει 2 άτομα οξυγόνου (Ο) που επικοινωνούν με ένα άτομο άνθρακα (C). Το σθένος του άνθρακα είναι 4 και του οξυγόνου είναι 2. Έτσι, κάθε οξυγόνο σχηματίζει διπλό δεσμό συμμετέχοντας 2 από τα ηλεκτρόνια σθένους του με τον άνθρακα. Επομένως, κάθε δεσμός C =O είναι διπλός δεσμός.

Συμπέρασμα

Ένας χημικός δεσμός είναι μια έλξη που συγκρατεί μεταξύ μορίων, ιόντων ή ατόμων που επιτρέπει τη ρύθμιση της χημικής σύνθεσης.

Ο δεσμός μπορεί να προκύψει από την ηλεκτροστατική δύναμη έλξης μεταξύ αντίθετα φορτισμένων ιόντων όπως στους ιοντικούς δεσμούς ή μέσω της κοινής χρήσης ηλεκτρονίων όπως στους ομοιοπολικούς δεσμούς. Ο ιονικός δεσμός, γνωστός και ως ηλεκτροσθενής δεσμός, είναι μια κατηγορία σύνδεσης που σχηματίζεται από τις ηλεκτροστατικές δυνάμεις μεταξύ άνισα φορτισμένων ιόντων σε μια χημική σύνθεση. Ένας τέτοιος δεσμός σχηματίζεται όταν τα ηλεκτρόνια σθένους ενός ατόμου παραδίδονται μόνιμα σε ένα άλλο άτομο.