Χημικός δεσμός: Διαφορά μεταξύ των αναθεωρήσεων
Περιεχόμενο που διαγράφηκε Περιεχόμενο που προστέθηκε
μ Removing Link FA template (handled by wikidata) |
μ Διόρθωση ορθογραφικών λαθών |
||
Γραμμή 20:
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 [[ομοιοπολικός δεσμός|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 [[κερί|κεριά]] και τα [[έλαιο|έλαια]], που έχουν γενικά μαλακό χαρακτήρα και (σχετικά) χαμηλά σημεία [[τήξη|τήξης]]. Όταν οι ομοιοπολικοί δεσμοί ενώνουν
Από την απλούστερη οπτική γωνία, στον αποκαλούμενο [[ετεροπολικός δεσμός|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
Ένας λιγότερο αναφερόμενος τύπος χημικών δεσμών είναι ο [[μεταλλικός δεσμός]]. Σε αυτόν τον τύπο χημικών δεσμών,
Όλοι οι χημικοί δεσμοί μπορούν να εξηγηθούν με την [[κβαντομηχανική|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
== Αναφορές και σημειώσεις ==
|