Γενικά για τον Χημικό Δεσμό 🔗

Το μεγαλύτερο μέρος του πλούτου του κόσμου γύρω μας πηγάζει από τις ενώσεις που σχηματίζονται με τη συνένωση των στοιχείων του περιοδικού πίνακα. Από τα εκατό περίπου στοιχεία προκύπτουν εκατομμύρια διαφορετικοί συνδυασμοί (χημικές ενώσεις), όπως από τους λίγους φθόγγους μιας γλώσσας παράγονται άπειρες λέξεις. Οι διασυνδέσεις των ατόμων για τον σχηματισμό ενώσεων γίνονται μέσω των χημικών δεσμών.

Πότε και Γιατί Δημιουργείται Χημικός Δεσμός

Χημικός δεσμός δημιουργείται όταν οι δομικές μονάδες της ύλης (άτομα, μόρια ή ιόντα) πλησιάσουν αρκετά, ώστε οι ελκτικές δυνάμεις που αναπτύσσονται μεταξύ τους (π.χ. μεταξύ του πυρήνα του ενός ατόμου και των ηλεκτρονίων του άλλου) να υπερβούν τις απωστικές δυνάμεις (π.χ. μεταξύ των πυρήνων ή μεταξύ των ηλεκτρονίων τους). Οι διασυνδέσεις αυτές γίνονται μέσω των ηλεκτρονίων σθένους, δηλαδή των ηλεκτρονίων της εξωτερικής στιβάδας.

Η ηλεκτρονιακή δομή των ατόμων εμφανίζει περιοδικότητα, η οποία εκφράζεται στη διάταξη των στοιχείων στον περιοδικό πίνακα. Αυτή η δομή αντανακλάται στο είδος και την ισχύ των δεσμών που αναπτύσσονται μεταξύ των στοιχείων.

Παράγοντες που Καθορίζουν τη Χημική Συμπεριφορά των Ατόμων

Η χημική συμπεριφορά των στοιχείων καθορίζεται κατά κύριο λόγο από δύο παραμέτρους:

1. τα ηλεκτρόνια σθένους
2. το μέγεθος του ατόμου (ατομική ακτίνα)

Ηλεκτρόνια Σθένους

Η ηλεκτρονιακή δομή, και κυρίως τα εξωτερικά ηλεκτρόνια (ηλεκτρόνια σθένους), ευθύνονται για τη χημική συμπεριφορά του ατόμου. Στοιχεία που έχουν συμπληρωμένη την εξωτερική τους στιβάδα με οκτώ ηλεκτρόνια (εκτός από τη στιβάδα Κ, που συμπληρώνεται με δύο) δεν έχουν την τάση να σχηματίζουν χημικές ενώσεις — σε αυτή την κατηγορία ανήκουν τα ευγενή αέρια. Τα άτομά τους βρίσκονται σε πολύ σταθερή ενεργειακή κατάσταση, χάρη στην πληρότητα της εξωτερικής τους στιβάδας.

Άτομα άλλων στοιχείων, που δεν έχουν στην εξωτερική τους στιβάδα οκτάδα ηλεκτρονίων (ή δυάδα αν πρόκειται για τη στιβάδα Κ), τείνουν να αποκτήσουν αυτή τη δομή, δηλαδή να «μοιάσουν» με τα ευγενή αέρια. Συνδέονται λοιπόν χημικά μεταξύ τους αποβάλλοντας, προσλαμβάνοντας ή συνεισφέροντας ηλεκτρόνια, ώστε να αποκτήσουν τη σταθερή ηλεκτρονιακή δομή των ευγενών αερίων — αυτός είναι ο κανόνας των οκτώ.

Ένα στοιχείο της ομάδας ΙΑ (αλκάλια) έχει ένα μόνο ηλεκτρόνιο στην εξωτερική του στιβάδα, το οποίο τείνει να αποβάλει ώστε να αποκτήσει δομή ευγενούς αερίου· φορτίζεται έτσι θετικά (ηλεκτροθετικό στοιχείο). Αντίστοιχα, ένα στοιχείο της VIIA ομάδας, που έχει επτά ηλεκτρόνια στην εξωτερική στιβάδα, τείνει να προσλάβει ένα ηλεκτρόνιο ώστε να αποκτήσει δομή ευγενούς αερίου, φορτιζόμενο αρνητικά (ηλεκτραρνητικό στοιχείο).

Συμπερασματικά:

• Στοιχεία με «λίγα» ηλεκτρόνια στην εξωτερική στιβάδα τείνουν να δίνουν ηλεκτρόνια — συνήθως τα στοιχεία των ΙΑ, ΙΙΑ και ΙΙΙΑ ομάδων.
• Στοιχεία με «πολλά» ηλεκτρόνια στην εξωτερική στιβάδα τείνουν να παίρνουν ηλεκτρόνια — συνήθως τα στοιχεία των VA, VIA και VIIA ομάδων.

Ατομική Ακτίνα (το Μέγεθος του Ατόμου)

Το μέγεθος ενός ατόμου καθορίζει τη δύναμη με την οποία τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας συγκρατούνται από τον πυρήνα, αφού μεταξύ του θετικά φορτισμένου πυρήνα και των αρνητικά φορτισμένων ηλεκτρονίων ασκούνται ηλεκτροστατικές δυνάμεις (δυνάμεις Coulomb). Όσο πιο μικρό είναι ένα άτομο, τόσο πιο δύσκολα χάνει ηλεκτρόνια ή τόσο πιο εύκολα παίρνει ηλεκτρόνια (μεγάλη έλξη από τον πυρήνα). Αντίθετα, όσο πιο μεγάλο είναι ένα άτομο, τόσο πιο εύκολα χάνει ηλεκτρόνια ή τόσο πιο δύσκολα παίρνει ηλεκτρόνια (μικρή έλξη από τον πυρήνα).

Ατομική ακτίνα ορίζεται ως το μισό της απόστασης μεταξύ των πυρήνων δύο γειτονικών ατόμων στοιχείου, που βρίσκονται σε στερεή κρυσταλλική κατάσταση. Είναι μία από τις πιο ομαλά μεταβαλλόμενες ιδιότητες στον περιοδικό πίνακα:

• Κατά μήκος μιας περιόδου, η ατομική ακτίνα ελαττώνεται από τα αριστερά προς τα δεξιά. Καθώς προχωράμε προς τα δεξιά, αυξάνει ο ατομικός αριθμός και άρα το θετικό φορτίο του πυρήνα, με αποτέλεσμα να μειώνεται η ακτίνα λόγω μεγαλύτερης έλξης των ηλεκτρονίων από τον πυρήνα.
• Σε μία ομάδα, η ατομική ακτίνα αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω. Καθώς προχωράμε προς τα κάτω προστίθενται στιβάδες, οπότε μεγαλώνει η απόσταση των ηλεκτρονίων σθένους από τον πυρήνα, η έλξη μειώνεται και η ατομική ακτίνα αυξάνεται.

Συνολικά, η ατομική ακτίνα των στοιχείων στον περιοδικό πίνακα αυξάνεται από δεξιά προς τα αριστερά και από πάνω προς τα κάτω. Έτσι, το καίσιο (Cs) χάνει πιο εύκολα ένα ηλεκτρόνιο απ' ό,τι το νάτριο (Na). Ομοίως, το χλώριο (Cl) παίρνει πιο εύκολα ένα ηλεκτρόνιο απ' ό,τι το ιώδιο (I).

Είδη Χημικών Δεσμών

Υπάρχουν δύο βασικά είδη χημικών δεσμών: ο ιοντικός (ή ετεροπολικός) δεσμός και ο ομοιοπολικός δεσμός. Πέρα από αυτούς, υπάρχουν και άλλοι τύποι, όπως ο μεταλλικός δεσμός (στα μέταλλα ή κράματα) και οι δεσμοί Van der Waals (μεταξύ μορίων).

Ιοντικός ή Ετεροπολικός Δεσμός ⚡

Ο ιοντικός δεσμός αναπτύσσεται μεταξύ ετεροατόμων, συνήθως μεταξύ ενός μετάλλου (που τείνει να αποβάλει ηλεκτρόνια) και ενός αμετάλλου (που τείνει να προσλάβει ηλεκτρόνια). Ο δεσμός αυτός προκύπτει από την έλξη αντίθετα φορτισμένων ιόντων: κατιόντων (θετικά φορτισμένα) και ανιόντων (αρνητικά φορτισμένα). Τα ιόντα σχηματίζονται με μεταφορά ηλεκτρονίων, π.χ. από το μέταλλο στο αμέταλλο.

Κατά τον σχηματισμό ιοντικού δεσμού μεταξύ δύο ατόμων, το ένα άτομο αποβάλλει 1 έως 3 ηλεκτρόνια, γινόμενο κατιόν. Το άλλο άτομο προσλαμβάνει 1 έως 3 ηλεκτρόνια, γινόμενο ανιόν. Τα ιόντα που σχηματίζονται έλκονται μεταξύ τους με ηλεκτροστατικές δυνάμεις Coulomb και διατάσσονται στον χώρο σε κανονικά γεωμετρικά σχήματα, τους ιοντικούς κρυστάλλους.

Παράδειγμα: σχηματισμός του LiF

Ας δούμε πώς σχηματίζεται η ιοντική ένωση $LiF$ από το μέταλλο λίθιο ($_3Li$) και το αμέταλλο φθόριο ($_9F$). Η ηλεκτρονιακή δομή των ατόμων είναι: $_3Li$ (2,1) και $_9F$ (2,7).

Όταν τα δύο άτομα πλησιάσουν, μεταφέρεται ένα ηλεκτρόνιο από το άτομο του Li στο άτομο του F. Έτσι αποκτούν δομή ευγενούς αερίου, μεταπίπτοντας σε αντίθετα φορτισμένα ιόντα: $Li^+$ (2) και $F^-$ (2,8).

Με ανάλογο τρόπο σχηματίζεται η ιοντική ένωση $NaCl$ από το νάτριο ($_{11}Na$) και το χλώριο ($_{17}Cl$). Η ηλεκτρονιακή δομή του νατρίου είναι $_{11}Na$ (2,8,1). Με αποβολή του ηλεκτρονίου σθένους, το άτομο του Na αποκτά τη δομή (2,8), δηλαδή τη δομή του ευγενούς αερίου νέον:

Η ηλεκτρονιακή δομή του χλωρίου είναι $_{17}Cl$ (2,8,7). Με πρόσληψη του ηλεκτρονίου που απέβαλε το Na, το άτομο του Cl αποκτά δομή (2,8,8), δηλαδή δομή του ευγενούς αερίου αργό:

Τα ιόντα που σχηματίζονται συγκρατούνται με ισχυρές ηλεκτροστατικές δυνάμεις σε ορισμένες θέσεις στον κρύσταλλο του NaCl, όπου κάθε κατιόν περιβάλλεται από έξι ανιόντα και κάθε ανιόν από έξι κατιόντα. Αυτή η διάταξη εξασφαλίζει την ελάχιστη ενέργεια στο σύστημα, δηλαδή τη μέγιστη σταθερότητα.

Χαρακτηριστικά Ιοντικών ή Ετεροπολικών Ενώσεων

1. Είναι κατά πλειονότητα τα οξείδια των μετάλλων, τα υδροξείδια των μετάλλων και τα άλατα.
2. Δεν υπάρχουν μόρια. Σχηματίζεται κρύσταλλος του οποίου οι δομικές μονάδες είναι τα ιόντα (ιοντικός κρύσταλλος).
3. Έχουν υψηλά σημεία τήξης λόγω των ισχυρών δυνάμεων Coulomb που συγκρατούν τα ιόντα τους στον κρύσταλλο — π.χ. το κοινό αλάτι (χλωριούχο νάτριο) τήκεται περίπου στους $800\ °C$.
4. Οι κρύσταλλοί τους είναι σκληροί και εύθραυστοι, και όχι ελατοί και όλκιμοι όπως οι κρύσταλλοι των μετάλλων.
5. Σε στερεή κατάσταση είναι κακοί αγωγοί του ηλεκτρισμού. Τα τήγματα και τα υδατικά τους διαλύματα όμως άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα, καθώς τα ιόντα κινούνται ελεύθερα.
6. Πολλές ιοντικές ενώσεις είναι ευδιάλυτες στο νερό.

Ομοιοπολικός Δεσμός 🤝

Όταν η χημική ένωση δεν περιλαμβάνει μεταλλικό στοιχείο, το απαιτούμενο ποσό ενέργειας για την εξαγωγή ηλεκτρονίων είναι πολύ μεγάλο, οπότε ο σχηματισμός ιοντικής ένωσης είναι μάλλον αδύνατος. Στις περιπτώσεις αυτές, το καλύτερο που μπορεί να συμβεί είναι τα άτομα να διατηρήσουν τα ηλεκτρόνιά τους και να σχηματίσουν κοινά ζευγάρια ηλεκτρονίων.

Όταν δύο γειτονικά άτομα κατέχουν από κοινού ένα ζευγάρι ηλεκτρονίων, λέμε ότι συνδέονται μέσω ενός ομοιοπολικού δεσμού. Το κοινό αυτό ζευγάρι δεν περιορίζεται σε ένα άτομο, αλλά απλώνεται περιβάλλοντας και τα δύο άτομα. Τα άτομα μπορούν να μοιράζονται περισσότερα από ένα ζευγάρια ηλεκτρονίων:

• Απλός δεσμός: ένα κοινό ζευγάρι ηλεκτρονίων.
• Διπλός δεσμός: δύο κοινά ζευγάρια ηλεκτρονίων.
• Τριπλός δεσμός: τρία κοινά ζευγάρια ηλεκτρονίων.

Με ομοιοπολικό δεσμό μπορούν να συνδεθούν άτομα του ίδιου στοιχείου (αμέταλλα) ή διαφορετικών στοιχείων (συνήθως αμέταλλα). Όπως και στους ιοντικούς δεσμούς, ομοιοπολικοί δεσμοί σχηματίζονται μόνο όταν το σύστημα οδηγείται σε χαμηλότερη ενεργειακή στάθμη.

Παράδειγμα: σχηματισμός $H_2$ και $HCl$

Κάθε άτομο υδρογόνου συνεισφέρει το μοναδικό μονήρες ηλεκτρόνιο που διαθέτει, με αποτέλεσμα τον σχηματισμό ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων, που ανήκει και στα δύο άτομα. Έτσι, τα δύο άτομα αποκτούν δομή ευγενούς αερίου.

Με ανάλογο τρόπο σχηματίζεται το μόριο του υδροχλωρίου ($HCl$) από ένα άτομο $_1H$ και ένα άτομο $_{17}Cl$: τα δύο άτομα συνεισφέρουν αμοιβαία τα μονήρη ηλεκτρόνιά τους για τον σχηματισμό ενός ομοιοπολικού δεσμού, αποκτώντας δομή ευγενούς αερίου.

Οι παραστάσεις που δείχνουν την κατανομή των ηλεκτρονίων σθένους στο μόριο, καθώς και τον σχηματισμό των ομοιοπολικών δεσμών, ονομάζονται ηλεκτρονιακοί τύποι. Στον ηλεκτρονιακό τύπο του $HCl$ υπάρχουν τρία μη δεσμικά ζεύγη ηλεκτρονίων (ηλεκτρόνια που δεν συμμετέχουν στον σχηματισμό δεσμών) και ένα δεσμικό ζεύγος, τον ομοιοπολικό δεσμό. Ο δεσμός αυτός μπορεί επίσης να παρασταθεί με μία παύλα.

Ηλεκτραρνητικότητα και Πόλωση

Ηλεκτραρνητικότητα ενός στοιχείου ονομάζεται η τάση του ατόμου του να έλκει ηλεκτρόνια, όταν αυτό συμμετέχει στον σχηματισμό πολυατομικών συγκροτημάτων. Όσο η ατομική ακτίνα μειώνεται και ο αριθμός των ηλεκτρονίων σθένους αυξάνεται, τόσο η τιμή της ηλεκτραρνητικότητας αυξάνει.

• Μη πολικός (μη πολωμένος) ομοιοπολικός δεσμός: όταν τα άτομα που σχηματίζουν τον δεσμό είναι όμοια μεταξύ τους, όπως στο μόριο του $H_2$, το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων έλκεται εξίσου από τους πυρήνες των δύο ατόμων, οπότε έχουμε ομοιόμορφη κατανομή του κοινού ζεύγους.
• Πολικός (πολωμένος) ομοιοπολικός δεσμός: όταν τα άτομα του μορίου είναι διαφορετικά, όπως στο $HCl$, το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων έλκεται περισσότερο από το ηλεκτραρνητικότερο άτομο (π.χ. το Cl). Έχουμε τότε ανομοιόμορφη κατανομή, με μεγαλύτερο ποσοστό προς την πλευρά του ηλεκτραρνητικότερου ατόμου. Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ των ατόμων, τόσο πιο πολωμένος είναι ο δεσμός.

Ο πολικός ομοιοπολικός δεσμός αποτελεί μία ενδιάμεση κατάσταση μεταξύ του μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού και του ιοντικού δεσμού. Στα μόρια του νερού ($H_2O$) και της αμμωνίας ($NH_3$), καθώς και σε μόρια με πολλαπλούς δεσμούς όπως το διοξείδιο του άνθρακα ($CO_2$), οι δεσμοί είναι ομοιοπολικοί πολικοί. Στο άζωτο ($N_2$), όπου τα δύο άτομα είναι όμοια, ο τριπλός δεσμός είναι μη πολικός.

Ο σχηματισμός ομοιοπολικού δεσμού οδηγεί το σύστημα σε χαμηλότερη ενέργεια. Αντίθετα, για να διασπαστεί ένας δεσμός απαιτείται ενέργεια (ενέργεια δεσμού) — όσο μεγαλύτερη είναι αυτή η ενέργεια, τόσο πιο ισχυρός είναι ο δεσμός. Γενικά, τα άτομα αμετάλλων ενώνονται με ομοιοπολικό δεσμό.

Χαρακτηριστικά Ομοιοπολικών ή Μοριακών Ενώσεων

1. Οι μοριακές ενώσεις είναι διακριτά συμπλέγματα ατόμων (μόρια) και όχι εκτενή συσσωματώματα (κρύσταλλοι), σε αντίθεση με τις ιοντικές. Οι ελκτικές δυνάμεις μεταξύ των μορίων είναι ασθενείς σε σχέση με αυτές μεταξύ των ιόντων στο κρυσταλλικό πλέγμα. Γι' αυτό οι μοριακές ενώσεις σχηματίζουν μαλακά στερεά με χαμηλά σημεία τήξης, υγρά με χαμηλά σημεία βρασμού, ή αέρια σώματα.
2. Είναι κατά το πλείστον ενώσεις μεταξύ αμετάλλων, π.χ. οξέα, οξείδια αμετάλλων.
3. Σε καθαρή κατάσταση είναι κακοί αγωγοί του ηλεκτρισμού, ενώ τα υδατικά διαλύματα ορισμένων ομοιοπολικών ενώσεων (π.χ. οξέων) άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα.