• Τι είναι ο ομοιοπολικός δεσμός;
• Τύποι ομοιοπολικών δεσμών
• Παραδείγματα ομοιοπολικού δεσμού

Εξηγούμε τι είναι ο ομοιοπολικός δεσμός και μερικά από τα χαρακτηριστικά του. Επίσης, τα είδη ομοιοπολικού δεσμού και παραδείγματα.

Ο ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ατόμων που δεν έχουν μεγάλη διαφορά ηλεκτραρνητικότητας.

Τι είναι ο ομοιοπολικός δεσμός;

Ένας τύπος δεσμού ονομάζεται ομοιοπολικός Χημικός δεσμός τι συμβαίνει όταν δύο άτομα συνδέονται με τη μορφή α μόριο, κοινή χρήση ηλεκτρόνια που ανήκει στο κέλυφος του σθένους ή στο τελευταίο ενεργειακό επίπεδο, φτάνοντας έτσι στη γνωστή «σταθερή οκτάδα», σύμφωνα με τον «κανόνα της οκτάδας» που προτείνει ο Gilbert Newton Lewis για την ηλεκτρονική σταθερότητα των ατόμων.

Ο "κανόνας οκτάδας"Δηλώνει ότι ιόντων των χημικών στοιχείων που βρίσκονται στο Περιοδικός Πίνακας, τείνουν να συμπληρώνουν τα τελευταία ενεργειακά τους επίπεδα με 8 ηλεκτρόνια και αυτή η ηλεκτρονική διαμόρφωση τους δίνει μεγάλη σταθερότητα, η οποία μοιάζει πολύ με αυτή των ηλεκτρονίων. ευγενή αέρια.

Τα άτομα με ομοιοπολικό δεσμό μοιράζονται ένα ή περισσότερα ζεύγη ηλεκτρονίων από το τελευταίο ενεργειακό τους επίπεδο. Ονομάζεται μοριακό τροχιακό στην περιοχή του χώρου όπου βρίσκεται η πυκνότητα των ηλεκτρονίων στο μόριο.

Αυτή η πυκνότητα ηλεκτρονίων μπορεί να οριστεί και να υπολογιστεί χρησιμοποιώντας πολύ περίπλοκες μαθηματικές εξισώσεις που περιγράφουν τη συμπεριφορά των ηλεκτρονίων στα μόρια. Από την άλλη πλευρά, υπάρχουν και ατομικά τροχιακά, τα οποία ορίζονται ως η περιοχή του χώρου που αντιπροσωπεύει την πιθανότητα εύρεσης ηλεκτρονίου γύρω από τον ατομικό πυρήνα. Έτσι, όταν συνδυάζονται πολλά ατομικά τροχιακά, δημιουργούνται μοριακά τροχιακά.

Οι ομοιοπολικοί δεσμοί σχηματίζονται με την κοινή χρήση ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων που συνδέονται και διαφέρουν από ιοντικούς δεσμούς στο οποίο στο τελευταίο υπάρχει μεταφορά ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων που εμπλέκονται στον ιοντικό δεσμό (δεν μοιράζονται ηλεκτρόνια).

Για να σχηματιστεί ένας ιονικός δεσμός, ένα άτομο μεταφέρει ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια σε ένα άλλο άτομο και ο δεσμός σχηματίζεται από ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση μεταξύ των δύο ατόμων που είναι ηλεκτρικά φορτισμένα, επειδή όταν συμβαίνει η μεταφορά ηλεκτρονίων, ένα άτομο (αυτό που έδωσε ηλεκτρόνια ) έμεινε με θετικό φορτίο (κατιόν) και το άλλο άτομο (αυτό που δεχόταν ηλεκτρόνια) έμεινε με αρνητικό φορτίο (ανιόν).

Από την άλλη πλευρά, ο ομοιοπολικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ατόμων που δεν έχουν μεγάλη διαφορά ηλεκτραρνητικότητας. Αυτός ο δεσμός μπορεί να σχηματιστεί μεταξύ μη μεταλλικών ατόμων ή μεταξύ μεταλλικών ατόμων και υδρογόνου. Ο ιονικός δεσμός σχηματίζεται μεταξύ ιόντων ατόμων με μεγάλη διαφορά ηλεκτραρνητικότητας και συνήθως σχηματίζεται μεταξύ ιόντων ατόμων μεταλλικά στοιχεία και ιόντα ατόμων του μη μεταλλικά στοιχεία.

Είναι σημαντικό να διευκρινιστεί ότι δεν υπάρχει απολύτως ομοιοπολικός δεσμός ή απολύτως ιοντικός δεσμός. Στην πραγματικότητα, ο ιοντικός δεσμός συχνά θεωρείται ως μια «υπερεκτίμηση» του ομοιοπολικού δεσμού.

Τύποι ομοιοπολικών δεσμών

Σε έναν διπλό δεσμό, τα συνδεδεμένα άτομα συνεισφέρουν δύο ηλεκτρόνια από το τελευταίο ενεργειακό τους επίπεδο.

Υπάρχουν οι ακόλουθοι τύποι ομοιοπολικών δεσμών, με βάση τον αριθμό των ηλεκτρονίων που μοιράζονται τα συνδεδεμένα άτομα:

• Απλός. Τα συνδεδεμένα άτομα μοιράζονται ένα ζεύγος ηλεκτρονίων από το τελευταίο ηλεκτρονικό τους κέλυφος (ένα ηλεκτρόνιο το καθένα). Αντιπροσωπεύεται από μια γραμμή στη μοριακή ένωση. Για παράδειγμα: H-H (Υδρογόνο-Υδρογόνο), H-Cl (Υδρογόνο-Χλώριο).
• Διπλό. Τα συνδεδεμένα άτομα συνεισφέρουν το καθένα δύο ηλεκτρόνια από το τελευταίο ενεργειακό τους κέλυφος, σχηματίζοντας έναν δεσμό δύο ζευγών ηλεκτρονίων. Αντιπροσωπεύεται από δύο παράλληλες ευθείες, μία πάνω και μία κάτω, παρόμοιες με το μαθηματικό πρόσημο της ισότητας. Για παράδειγμα: O = O (Oxygen-Oxygen), O = C = O (Oxygen-Carbon-Oxygen).
• Τριπλούς. Αυτός ο δεσμός σχηματίζεται από τρία ζεύγη ηλεκτρονίων, δηλαδή κάθε άτομο συνεισφέρει 3 ηλεκτρόνια από το τελευταίο ενεργειακό του στρώμα. Αντιπροσωπεύεται από τρεις παράλληλες γραμμές, που βρίσκονται μία πάνω, μία στη μέση και μία κάτω. Για παράδειγμα: N≡N (Άζωτο-Άζωτο).
• Δοτική πτώση. Ένας τύπος ομοιοπολικού δεσμού στον οποίο μόνο ένα από τα δύο συνδεδεμένα άτομα συνεισφέρει δύο ηλεκτρόνια και το άλλο, ωστόσο, κανένα. Αντιπροσωπεύεται από ένα βέλος στη μοριακή ένωση. Για παράδειγμα το ιόν αμμωνίου:
  

Από την άλλη πλευρά, ανάλογα με την παρουσία ή όχι πολικότητας (ιδιότητα ορισμένων μορίων να διαχωρίζουν τα ηλεκτρικά φορτία στη δομή τους), είναι δυνατόν να γίνει διάκριση μεταξύ πολικών ομοιοπολικών δεσμών (που σχηματίζουν πολικά μόρια) και μη πολικών ομοιοπολικών δεσμών (που σχηματίζονται μη πολικά μόρια).

• Πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί. Άτομα διαφορετικών στοιχεία και με διαφορά ηλεκτραρνητικότητας πάνω από 0,5. Έτσι, το μόριο θα έχει αρνητική πυκνότητα φορτίου στο πιο ηλεκτραρνητικό άτομο, αφού αυτό το άτομο έλκει τα ηλεκτρόνια του δεσμού με μεγαλύτερη δύναμη, ενώ μια θετική πυκνότητα φορτίου θα παραμείνει στο λιγότερο ηλεκτραρνητικό άτομο. Ο διαχωρισμός των πυκνοτήτων φορτίου δημιουργεί ηλεκτρομαγνητικά δίπολα.
• Μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί. Τα άτομα του ίδιου στοιχείου είναι συνδεδεμένα ή διαφορετικών στοιχείων αλλά με παρόμοιες ηλεκτραρνητικότητες, με διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μικρότερη από 0,4. Το νέφος ηλεκτρονίων έλκεται με ίση ένταση και από τους δύο πυρήνες και δεν σχηματίζεται μοριακό δίπολο.

Παραδείγματα ομοιοπολικού δεσμού

Το καθαρό άζωτο (N2) έχει τριπλό δεσμό.

Απλά παραδείγματα ομοιοπολικού δεσμού είναι αυτά που εμφανίζονται στα ακόλουθα μόρια:

• Καθαρό οξυγόνο (O2). O = O (ένας διπλός δεσμός)
• Καθαρό υδρογόνο (Η2). H-H (ένας μόνο σύνδεσμος)
• Διοξείδιο του άνθρακα (CO2). O = C = O (δύο διπλοί δεσμοί)
• Νερό (Η2Ο). H-O-H (δύο απλοί δεσμοί)
• Υδροχλωρικό οξύ (HCl). H-Cl (ένας απλός δεσμός)
• Καθαρό άζωτο (N2). N≡N (τριπλός δεσμός)
• Υδροκυανικό οξύ (HCN). H-C≡N (ένας απλός και ένας τριπλός δεσμός)