Χημικός δεσμός και μοριακή δομή

Στη Χημεία, ο χημικός δεσμός είναι μια ελκτική δύναμη που συνδέει διάφορα συστατικά όπως άτομα και ιόντα μεταξύ τους και τα σταθεροποιεί χάνοντας τη συνολική ενέργεια. Έτσι, είναι προφανές ότι η ισχύς της ένωσης εξαρτάται από τον δεσμό που σχηματίζεται. Επίσης, ο χημικός δεσμός είναι ανάλογος με τη σταθερότητα που σημαίνει, όσο ισχυρότερος είναι ο δεσμός μεταξύ των ενώσεων, τόσο περισσότερο θα είναι η σταθερότητα αυτού του μορίου. Από την άλλη πλευρά, η μοριακή δομή είναι μια τεράστια συζήτηση, επομένως, αυτό το άρθρο θα καλύψει τους τύπους δομών μαζί με τη βασική περιγραφή τους.

Θεωρίες που σχετίζονται με τη σύνδεση

1. Θεωρία Lewis

Το 1916, ο Gilbert Lewis εξήγησε με επιτυχία τον σχηματισμό χημικών δεσμών με βάση την αδράνεια των ευγενών αερίων. Σύμφωνα με αυτή τη θεωρία, ένα άτομο αποτελείται από ένα ρείθρο (θετικά φορτισμένο) και ένα εξωτερικό κέλυφος. Τα ηλεκτρόνια καταλαμβάνουν το εξωτερικό περίβλημα και περιβάλλουν αυτό το ρείθρο. Έτσι, τα άτομα που έχουν 8 ηλεκτρόνια αποκτούν μια σταθερή διαμόρφωση. Αυτό σημαίνει ότι τα άτομα σχηματίζουν έναν σταθερό δεσμό όταν το εξωτερικό τους κέλυφος είναι πλήρως κατειλημμένο. Επίσης, μόνο τα ηλεκτρόνια σθένους (ηλεκτρόνια που υπάρχουν στο εξώτατο κέλυφος) συμμετέχουν στον σχηματισμό χημικών δεσμών.

1. Η θεωρία του Kossel

Τα ευγενή αέρια έχουν την τάση να διαχωρίζουν άκρως ηλεκτροθετικά αλκαλιμέταλλα και πολύ αρνητικά μέταλλα αλκαλικών γαιών. Αυτά τα αλογόνα έχουν την τάση να σχηματίζουν αρνητικά φορτισμένα ιόντα και τα ευγενή μέταλλα σχηματίζουν θετικά φορτισμένα αλκαλικά μέταλλα. Αυτά τα αρνητικά και θετικά φορτισμένα ιόντα έχουν σταθερή διαμόρφωση με 8 ηλεκτρόνια και δίνονται από το ns2np6. Αυτά τα αντίθετα φορτισμένα σωματίδια υφίστανται σχηματισμό δεσμού λόγω της ηλεκτροστατικής δύναμης έλξης και ο δεσμός ονομάζεται ηλεκτροσθενής δεσμός.

Τύποι ομολόγων

Ανάλογα με την αντίδραση, μπορούμε να προβλέψουμε τον τύπο του δεσμού που σχηματίζεται κατά την αντίδραση

1. Ιωνικός δεσμός

Ο δεσμός που σχηματίζεται λόγω της μεταφοράς ηλεκτρονίων ονομάζεται ιονικός δεσμός. Εδώ, ένα άτομο χάνει ένα ηλεκτρόνιο και γίνεται ένα θετικά φορτισμένο άτομο που ονομάζεται επίσης κατιόν, ενώ το άλλο άτομο που έχει αποκτήσει ένα ηλεκτρόνιο, τώρα γίνεται αρνητικό και ονομάζεται ανιόν. Οι δεσμοί είναι ισχυρότεροι όταν η διαφορά φορτίου μεταξύ κατιόντων και ανιόντων είναι μεγαλύτερη.

1. Ομοιοπολικός δεσμός

Ο δεσμός που σχηματίζεται λόγω της κοινής χρήσης ηλεκτρονίων μεταξύ δύο ατόμων ονομάζεται ομοιοπολικός δεσμός. Οι ενώσεις που περιέχουν άνθρακα σχηματίζουν ως επί το πλείστον ομοιοπολικό δεσμό.

1. Πολικός δεσμός

Όταν η κατανομή ηλεκτρονίων μεταξύ των δύο ατόμων που σχηματίζουν έναν δεσμό είναι άνιση, τότε σχηματίζεται ο πολικός δεσμός. Η διαχωριστική γραμμή μεταξύ του ομοιοπολικού δεσμού και ενός ιοντικού δεσμού είναι ο πολικός δεσμός. Συνήθως, οποιαδήποτε άτομα με διαφορά ηλεκτραρνητικοτήτων μικρότερη από 0,4 θεωρούνται μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί.

1. Μεταλλικοί δεσμοί

Όταν ένα νέφος ηλεκτρονίων σχηματίζεται γύρω από το κέντρο ιόντων, τότε ο δεσμός που σχηματίζεται ονομάζεται μεταλλικός δεσμός. Σε σύγκριση με τους ομοιοπολικούς και τους ιοντικούς δεσμούς, οι μεταλλικοί δεσμοί έχουν υψηλή ηλεκτρική αγωγιμότητα και θερμική αγωγιμότητα.

Ενώ η μοριακή δομή είναι μια τεράστια συζήτηση, το τρέχον άρθρο θα καλύψει τους τύπους των δομών μαζί με τη βασική περιγραφή τους.

Μοριακή δομή

Ανάλογα με τις ιδανικές μοριακές δομές που είχαν προβλεφθεί με συνδυασμό μοναχικού ζεύγους και ζεύγους σύνδεσης, μερικές δομές απεικονίζονται παρακάτω. Ο πιο συνηθισμένος παράγοντας που διακρίνει την αναφερόμενη δομή είναι η γωνία δεσμού, η οποία δεν είναι παρά η γωνία μεταξύ δύο γειτονικών δεσμών σε ένα μόριο.

1. Γραμμική γεωμετρία- Στα γραμμικά μόρια, η γωνία δεσμού είναι 1800 και οι δομές ρυθμίζονται με γραμμικό τρόπο.
2. Τριγωνικά επίπεδα- Στα τριγωνικά επίπεδα μόρια η γωνία δεσμού είναι 1200 και οι δομές είναι τριγωνικές σε ένα επίπεδο.
3. Γωνιακό – Τα γωνιακά μόρια έχουν σχήμα V ή λυγισμένο με γωνία δεσμού 1050.
4. Τετραεδρικό- Τα μόρια με τετραεδρικές δομές έχουν τέσσερις όψεις που μοιράζονται δεσμούς με τα κεντρικά άτομα μετάλλου και δεν έχουν μεμονωμένο ζεύγος ηλεκτρονίων. Η γωνία σύνδεσης στην περίπτωση της τετραεδρικής δομής είναι 109.470
5. Οκτάεδρο- Τα μόρια με οκταεδρικές δομές έχουν οκτώ όψεις με γωνία δεσμού 900.
6. Οι τριγωνικές πυραμιδικές δομές που έχουν τριγωνικές βάσεις με πυραμιδικές δομές υπάγονται στις Τριγωνικές πυραμιδικές δομές. Στην περίπτωση των τριγωνικών πυραμιδικών δομών, υπάρχουν 3 ζεύγη συνδεδεμένων ηλεκτρονίων με ένα μη κοινό ηλεκτρόνιο που παραμορφώνει τη δομή. Λόγω της παρουσίας μοναχικού ζεύγους, η δομή αναστέλλει την απώθηση μοναχικού ζεύγους-μοναχικού ζεύγους, μειώνοντας έτσι τη γωνία δεσμού σε σύγκριση με τις τετραεδρικές δομές.

Συμπέρασμα: 

Για να μάθετε περισσότερα για τις δομές και τη γεωμετρία, μπορείτε να διαβάσετε και να κατανοήσετε τη θεωρία απώθησης ζεύγους ηλεκτρονίων κελύφους σθένους. Όπως το υπ’ αριθ. των ηλεκτρονίων στο μόριο αλλάζει η συνολική δομή του μετασχηματίζεται, αυτό αποδεικνύει ότι η χημική δομή μπορεί να τροποποιηθεί λόγω μετασχηματισμού ηλεκτρονίων και να οδηγήσει σε διαφορετικές γεωμετρίες, μερικές από αυτές που αναφέρθηκαν παραπάνω. Από την άλλη πλευρά, διαφορετικοί χημικοί δεσμοί συνδέονται με 2 διαφορετικές θεωρίες, τη θεωρία του Lewis και τη θεωρία του πυρήνα. Μόλις κατανοήσουμε αυτές τις θεωρίες, είναι ευκολότερο να προβλέψουμε εάν ο χημικός δεσμός που υπάρχει στο μόριο είναι πολικός, ιονικός, ομοιοπολικός ή μεταλλικός. Αυτοί οι δεσμοί έχουν διαφορετικά χαρακτηριστικά που μπορούν εύκολα να διαφοροποιηθούν από τον χημικό. Το παρόν άρθρο εξέτασε χημικούς δεσμούς και δομές δεσμών διαφορετικών ατόμων, βασικές διαφορές μεταξύ τους, γωνίες δεσμών και πώς σχηματίζονται οι δομές.