Δήμητρα Σπανού, συνταξιούχος καθηγήτρια χημικός Β/θμιας Εκπ/σης
ΕΙΣΑΓΩΓΗ
Ο ΧΗΜΙΚΟΣ ΔΕΣΜΟΣ
Δύο ή περισσότερα άτομα αλληλεπιδρούν και σχηματίζουν ένα σταθερότερο σύστημα από 2 ή περισσότερα άτομα. Βασίζεται σε θεωρίες ηλεκρονιακών αλληλεπιδράσεων στις οποίες συμμετέχουν κυρίως τα ηλεκτρόνια του τελευταίου ή του προτελευταίου ηλεκτρονιακού ενεργειακού επιπέδου. Τα ημιτελή στρώματα ηλεκτρονίων των εξωτερικών στοιβάδων των ατόμων είναι ασταθή και τέτοια άτομα προσπαθούν να συνδυαστούν με άλλα άτομα με στόχο την αναδιάρθωση των ηλεκτρονίων αυτών.
Ο χημικός δεσμός συνοδεύεται από μεταβολή της συνολικής ενέργειας του συστήματος και υπάρδιαφορετικοί τρόποι που πραγματοποιείται και εξηγείται έχοντας υπ' όψη με την ενέργεια ιοντισμού των χημικών στοιχείων, την ηλεκτραρνητικότητα, την ηλεκτροσυγγένεια
Πληρέστερες ερμηνείες για την δημιουργια των χημικών ενώσεων από τα χημικά στοιχεία και για τους χημικούς δεσμούς έχουν διατυπωθεί:
ΜΕ ΒΑΣΗ ΤΗΝ
Α. ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΣΤΑΘΕΡΟΤΗΤΑ ΓΙΑ ΤΗΝ (ΜΕΓΑΛΥΤΕΡΗ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΣΤΑΘΕΡΟΤΗΤΑ)
Οι τυχόν μεταβολές των συστημάτων που συνοδεύουν, όταν προχωρούν σε σχηματισμό νέων ουσιών όπως είναι οι χημικές ενώσεις, με κριτήριο την συμφερότερη μεταβολή της εσωτερικής τους ενέργειας και της ενθαλπίας τους (θερμοδυναμική σταθερότητα)
Β. ΗΛΕΚΤΡΟΜΑΓΝΗΤΙΚΗ ΘΕΩΡΙΑ (ΓΙΑ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ ΤΩΝ ΕΞΩΤΕΡΙΚΩΝ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΩΝ)
Η τάση των χημικών στοιχείων να αποκτούν σταθερότερη ηλεκτρονιακή τοποθέτηση στην κατανομή των ηλεκτρονίων της εξωτερικής τους στοιβάδας (ηλεκτρονιακή ισορροπία)
Γ. ΚΒΑΝΤΙΚΗ ΘΕΩΡΙΑ (ΓΙΑ ΤΗΝ ΚΑΛΥΤΕΡΗ ΚΑΤΑΝΟΜΗ ΤΟΥ ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΟΥ ΦΟΡΤΙΟΥ ΣΤΟΝ ΧΩΡΟ)
Ο συνδυασμος ατομικών τροχιακών για την δημιουργία μοριακών τροχιακών για την νέα κατανομή του ηλεκτρονιακού φορτίου στον χώρο βάσει της προσσέγγισης νέων φορτισμένων σωματιδίων στον χώρο
Ας θυμώμαστε πάντα πως, κατά τον σχηματισμό και διατήρηση των χημικών ενώσεων ισχύουν αρχές και νόμοι κάποιοι εκ των οποίων είναι οι Μεγάλοι Γενικοί Νόμοι της Φυσικής και της Φύσης, όπως για παράδειγμα οι νόμοι της θερμοδυναμικής, ο νόμος του ισοζυγίου, της διατήρησης και της μεταφοράς εφαρμοσμένοι στις χημικές διαδικασίες.
Η ενέργεια στην μια περίπτωση δημιουργίας ενός χημικού δεσμού από μεμονωμένα άτομα, λέγεται ενέργεια δημιουργίας χημικού δεσμού ενώ για την διάσπαση αυτού έχουμε την ενέργεια διάστασης δεσμού.
Η ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΣΤΑΘΕΡΟΤΗΤΑ ΚΑΙ Η ΗΛΕΚΤΡΟΝΙΑΚΗ ΙΣΟΡΡΟΠΙΑ
ΕΧΟΥΝ ΑΠΟΤΕΛΕΣΜΑ ΤΗΝ ΔΗΜΙΟΥΡΓΙΑ ΧΗΜΙΚΩΝ ΕΝΩΣΕΩΝ
Κατά τον σχηματισμό και διατήρηση των χημικών ενώσεων ισχύουν αρχές και νόμοι κάποιοι εκ των οποίων είναι οι Μεγάλοι Γενικοί Νόμοι της Φυσικής και της Φύσης, όπως για παράδειγμα οι νόμοι της θερμοδυναμικής, ο νόμος του ισοζυγίου, της διατήρησης και της μεταφοράς εφαρμοσμένοι στις χημικές διαδικασίες.
Εδώ όμως δεν επεκτεινόμαστε τόσο και περιοριζόμαστε να επεξηγούμε την δημιουργία χημικών ενώσεων
Το αν θα σχηματιστούν ή όχι κάποιες χημικές ενώσεις από χημικά στοιχεία εξαρτάται κυρίως από την θερμοδυναμική σταθερότητά τους και την ηλεκτρονιακή ισορροπία τους
α. Οι τυχόν μεταβολές των συστημάτων που συνοδεύουν, όταν προχωρούν σε σχηματισμό νέων ουσιών όπως είναι οι χημικές ενώσεις, με κριτήριο την συμφερότερη μεταβολή της εσωτερικής τους ενέργειας και της ενθαλπίας τους (θερμοδυναμική σταθερότητα)
β. στην τάση των χημικών στοιχείων να αποκτούν σταθερότερη ηλεκτρονιακή τοποθέτηση στην κατανομή των ηλεκτρονίων της εξωτερικής τους στοιβάδας (ηλεκτρονιακή ισορροπία)
Στοιχεία για να αποφασίσουμε εάν θα σχηματιστεί κάποια χημική ένωση ή οχι, μας δίνει η κατανομή των ηλεκτρονίων και οι πληροφορίες που μπορούμε να αντλήσουμε για το δεύτερο θέμα που μπορεί να είναι το δυναμικό ιοντισμού ενέργεια ιοντισμού και η ενεργεια δέσμευσης του δεσμού
Α. Η ΤΑΣΗ ΓΙΑ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΣΤΑΘΕΡΟΤΗΤΑ ΑΤΟΜΩΝ ΟΔΗΓΕΙ ΣΕ ΧΗΜΙΚΟΥΣ ΔΕΣΜΟΥΣ ΚΑΙ ΣΧΗΜΑΣΤΙΣΜΟ ΜΟΡΙΩΝ
Όπως είπαμε, οι χημικοί δεσμοί συνήθως συνοδεύονται και με μεταβολή στην συνολική Εσωτερική Ενέργεια των συμμετεχόντων και αυτό εξαρτάται από τις εξωτερικές συνθήκες.
Παρατηρούμε ότι, κατά την δημιουργία μιας χημικής ένωσης από ελεύθερα άτομα μέσω χημικού δεσμού, η συνολική Εσωτερική Ενέργεια των συστατικών πριν τον σχηματισμό της ένωσης αυτής (μέσω του Χημικού Δεσμού), διαφέρει από την Εσωτερική Ενέργεια μετά από τον σχηματισμό αυτού του δεσμού
Εάν η σύνδεση ατόμων, ιόντων κ.λ.π. δώσει ένα Χημικό Δεσμό (μόριο, πλέγμα κ.λ.π.) με πολύ χαμηλότερη Εσωτερική Ενέργεια, τότε ο δεσμός αυτός ευνοείται σε Εξωτερικές συνθήκες χαμηλής ενέργειας και το αντίστροφο. Χημικοί δεσμοί με υψηλή σχετικά εσωτερική ενέργεια συμβαίνουν ευκολότερα σε Εξωτερικές συνθήκες υψηλής Ενέργειας.
Α. Η ΤΑΣΗ ΓΙΑ ΘΕΡΜΟΔΥΝΑΜΙΚΗ ΣΤΑΘΕΡΟΤΗΤΑ ΑΤΟΜΩΝ ΟΔΗΓΕΙ ΣΕ ΧΗΜΙΚΟΥΣ ΔΕΣΜΟΥΣ ΚΑΙ ΣΧΗΜΑΤΙΣΜΟ ΜΟΡΙΩΝ
συνέχεια
Τα άτομα απαιτούν περισσότερη ενέργεια για να υπάρχουν από μόνα τους και αυτός είναι ο λόγος που πολλά προχωρούν σε μεταξύ τους συνδέσεις και σχηματισμό χημικών ενώσεων. Η επιπλέον ενέργεια που ελευθερώνεται με την δημιουργία χημικής ένωσης από μεμονωμένα άτομα είναι με ΔΗ<) (ενδόθερμη αντίδραση) και ίση με την ενέργεια που απαιτείται για την διάσπαση του δεσμού τους και την επανεμφάνιση των μεμονωμένων ατόμων (εξώθερμη αντίδραση ΔΗ>0)
Όσο πιο δυνατός είναι ο δεσμός αυτός, τόσο περισσότερη ενέργεια απαιτείται για να σπάσει, δηλαδή τα άτομα να απομακρυνθουν σε απόσταση μεγαλύτερη από το μήκος του δεσμού και τέτοια ώστε να μην μπορεί να ξαναγίνει. Η ενέργεια διάσπασης δεσμού είναι και το μέτρο της δύναμής του.
Ετσι,
Η ενέργεια δεσμού για συνδεση δύο ατόμων προς σχηματισμό μορίου αποτελεί και την ενέργεια διάσπασης δεσμού και είναι
η μεταβολή της Ενθαλπίας ΔΗ κατα την διάσπαση ενός mol αέριας ουσίας. Η διάσπαση δεσμού είναι φαινόμενο εξώθερμο δηλαδή εκλύεται ενέργεια και η ΔΗ είναι θετική. Αντίθετα η ενέργεια σχηματισμού ενός τέτοιου μορίου στα συστατικά του άτομα είναι αντίδραση που χρειάζεται παροχή ενέργειας, είναι αντίδραση ενδόθερμη με ΔΗ<0
ΠΡΟΤΥΠΗ ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΕΝΘΑΛΠΙΑΣ
Η ενέργεια που εκφράζεται σαν την μεταβολή της Ενθαλπίας της αντίδρασης για την δημιουργία χημικού δεσμού ΔΗ
Λόγω του ότι η ενέργειες αυτές είναι δύσκολο να μετρηθούν κατά άτομο και μόριο μετράμε μια μέση τιμή ενός μεγάλου αριθμού μορίων
Συνήθως ενός mol (γραμομορίου) ή Ν μορίων όπου Ν αριθμός Αvogadro 6,022.1023 που είναι ο αριθμός μορίων ενός mol και ατόμων ενός grat
Αυτή είναι και η ενέργεια δεσμού και μετράται σε kj/mol ή kcal/mol
Για να μελετήσουμε την ενέργεια αυτή χρησιμοποιούμε την Πρότυπη Ενέργεια Ενθαλπίας
Ορίζουμε τι είναι οι συθηκες για την προτυπη ενέργεια:
για αέρια Η πίεση να είναι 1 atm
για μια διαλυμένη ουσία σε ιδανικό διάλυμα : η συγκέντρωση να είναι 1mol/lt
για μια καθαρή ουσία ή διαλύτη σε υγρή ή στερεά κατάσταση: καθαρό υγρό ή στερεό σε πίεση 1 atm
για ένα στοιχείο: η μορφή που είναι η σταθερότερη σε πίεση κάτω από 1 atm (εξαιρείται ο Φωσφορος)
ΤΙ ΕΝΝΟΟΟΥΜΕ ΜΕ ΤΗΝ ΔΗ ΣΤΗΝ ΠΡΑΞΗ
ΚΑΤΗΓΟΡΙΕΣ ΜΟΡΙΩΝ ΑΝΑΛΟΓΑ ΜΕ ΤΗΝ ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΤΟΥ ΔΕΣΜΟΥ ΤΟΥΣ
Η πρότυπη Ενθαλπία σχηματισμού, όπως και η ενέργεια του δεσμού μετριέται σε kilojoules ανά mole (kJ/mol). Για παράδειγμα, η ενέργεια του δεσμού H-H είναι 436 kJ/mol. Αυτό σημαίνει ότι αυτή η ποσότητα ενέργειας απελευθερώνεται κατά τη διάρκεια του σχηματισμού του 6.02 • 1023 δεσμούς μεταξύ ατόμων υδρογόνου.
Όταν η ενέργεια αυτή (ΔΗ) είναι υψηλή σημαίνει ότι ο δεσμός είναι ισχυρός και χρειάζεται τόσο μεγάλο ποσό ενεργειας ανά γραμομόριο για να διασπαστει. Μιλάμε τότε για μια σταθερή χημική ένωση.
Αντίθετα εάν αυτή η ενέργεια που εκφράζεται σαν ΔΗ είναι χαμηλή ο δεσμός χρειάζεται ένα μικρό ποσό ενέργειας για να διασπαστεί και η ένωση δεν είναι σταθερή. Υπάρχουν δε και οι περιπτώσεις που η ενέργεια αυτή είναι πολύ χαμηλή και δεν επιτρέπει καν την ένωση των ατόμων γιατή η χημική ένωση που θα σχηματιστεί διασπάται αμέσως, Έτσι χωρίζουμε τις χημικές σε σταθερές , λιγότερο σταθερές ή δυνητικές χημικές ενώσεις που τελικά, δεν μπορούν να σχηματιστούν
Όσο πιο δυνατός είναι ο δεσμός αυτός, τόσο περισσότερη ενέργεια απαιτείται για να σπάσει, δηλαδή τα άτομα να απομακρυνθουν σε απόσταση μεγαλύτερη από το μήκος του δεσμού και τέτοια ώστε να μην μπορεί να ξαναγίνει. Η ενέργεια διάσπασης δεσμού είναι και το μέτρο της δύναμής του.
Έτσι τα μόρια χωρίζονται σε 4 ομάδες.
Μόρια που έχουν ίδια άτομα και ενέργεια σύνδεσης ατόμου-ατόμου κάτω από 40kj/mol. Σε αέρια συναντώνται σαν μονοατομικά γιατί τα διατομικές συνδέσεις καταστρέφονται (π.χ. Νέον για Ne2 η ΔΗ=4kj/mol )
Μόρια που έχουν ίδια άτομα και ενέργεια σύνδεσης ατόμου-ατόμου από 50 έως 350 kj/mol (π.χ. Βρώμιο για Br2 η ΔΗ=190kj/mol )
Μόρια που έχουν ίδια άτομα και ενέργεια σύνδεσης ατόμου-ατόμου από 400 έως 1000 kj/mol (π.χ. Οξυγόνο για Ο2 η ΔΗ=493kj/mol )
Μόρια που έχουν διαφορετικά άτομα και η ενέργεια σύνδεσης ατόμου-ατόμου κυμαίνεται από 340 έως 550 kj/mol
Ας παρατηρήσουμε την ενέργεια δεσμού στην περίπτωση που δυο άτομα του ίδιου στοιχείου θα σχηματίσουν ή όχι ένα διατομικό μόριο.
ΠΟΤΕ ΑΤΟΜΑ ΣΥΝΔΕΟΝΤΑΙ ΠΡΟΣ ΔΗΜΙΟΥΡΓΙΑ ΧΗΜΙΚΟΥ ΔΕΣΜΟΥ;
ΑΝΑΦΕΡΟΜΑΣΤΕ ΑΡΧΙΚΑ ΣΕ ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΥΣ ΔΕΣΜΟΥΣ
ΠΟΤΕ ΔΥΟ ΙΔΙΑ ΑΤΟΜΑ ΜΕ ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟ ΔΕΣΜΟ ΜΗ ΠΟΛΙΚΟ ΣΥΝΔΕΟΝΤΑΙ ΣΕ ΔΙΑΤΟΜΙΚΑ ΜΟΡΙΑ;
Η τιμή της ενέργειας του ομοιοπολικού δεσμού για διαφορετικά μόρια κυμαίνεται από 102-103 kJ/mol και εξαρτάται, πρώτα απ 'όλα, από την επικαλυπτόμενη περιοχή των νεφών ηλεκτρονίων και το μέγεθος των αλληλεπιδρώντων ατόμων.
Έχουμε πειραματικά δεδομένα που δείχνουν ότι διατομικά μόρια σχηματίζονται μεταξύ ατόμων με μεγάλη ενέργεια δεσμού όπως :
Το Άζωτο έχει ενέργεια δεσμού για συνδεση δύο ατόμων Ν2 προς σχηματισμό διατομικού μορίου = 941kj/mol ΥΠΑΡΧΕΙ ΣΤΑΘΕΡΟ ΔΙΑΤΟΜΙΚΟ ΜΟΡΙΟ
Το Οξυγόνο έχει ενέργεια δεσμού για συνδεση δύο ατόμων Ο2 προς σχηματισμό διατομικού μορίου = 493kj/mol ΥΠΑΡΧΕΙ ΣΤΑΘΕΡΟ ΔΙΑΤΟΜΙΚΟ ΜΟΡΙΟ
Το Χλώριο έχει ενέργεια δεσμού για συνδεση δύο ατόμων Cl2 προς σχηματισμό διατομικού μορίου = 602kj/mol ΥΠΑΡΧΕΙ ΣΤΑΘΕΡΟ ΔΙΑΤΟΜΙΚΟ ΜΟΡΙΟ
Αντίθετα άτομα με μικρή ενέργεια δεσμού δεν σχηματίζουν σταθερά διατομικά μόρια
Το Βηρύλλιο έχει χαμηλή ενέργεια δεσμού για συνδεση δύο ατόμων Be2 προς σχηματισμό διατομικού μορίου = 30kj/mol ΔΕΝ ΥΠΑΡΧΕΙ ΣΤΑΘΕΡΟ ΔΙΑΤΟΜΙΚΟ ΜΟΡΙΟ
Το Μαγνήσιο έχει χαμηλή ενέργεια δεσμού για συνδεση δύο ατόμων Mg2 προς σχηματισμό διατομικού μορίου = 8,5kj/mol ΔΕΝ ΥΠΑΡΧΕΙ ΣΤΑΘΕΡΟ ΔΙΑΤΟΜΙΚΟ ΜΟΡΙΟ
Το Αργό (ευγενές αέριο) έχει πολύ χαμηλή ενέργεια δεσμού = 7kj/mol για διατομικό μόριο κι έτσι παραμένει μονοατομικό ΔΕΝ ΥΠΑΡΧΕΙ ΣΤΑΘΕΡΟ ΔΙΑΤΟΜΙΚΟ ΜΟΡΙΟ
Η ενέργεια δεσμού για συνδεση δύο ατόμων προς σχηματισμό διατομικού μορίου αποτελεί και την ενέργεια διάσπασης δεσμού στα διατομικά μόρια
Είναι η μεταβολή της Ενθαλπίας ΔΗ κατα την διάσπαση ενός mol αέριας ουσίας. Η διάσπαση δεσμού είναι φαινόμενο εξώθερμο δηλαδή εκλύεται ενέργεια και η ΔΗ είναι θετική. Αντίθετα η ενέργεια σχηματισμού ενός τέτοιου μορίου στα συστατικά του άτομα είναι αντίδραση που χρειάζεται παροχή ενέργειας, είναι αντίδραση ενδόθερμη με ΔΗ<0
ΜΗΚΟΣ ΚΑΙ ΠΟΛΛΑΠΛΟΤΗΤΑ ΟΜΟΙΟΠΟΛΙΚΟΥ ΔΕΣΜΟΥ
Η ενέργεια δεσμού εξαρτάται ακόμη από δύο παράγοντες. Το μήκος του δεσμού που είναι το μισό της απόστασης των δύο ατόμων που μοιράζονται κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων για συμμετρικά μόρια.
και την πολλαπλότητα του δεσμού
Μήκος δεσμού για τον ομοιοπολικό δεσμό (μεταφορά)
Όταν το ενεργειακό κόστος για την πλήρη απομάκρυνση ηλεκτρονίων από το άτομο (ώστε να αποκτήσει έτσι την δομή ευγενούς αερίου) είναι μεγάλη, τότε άτομα διατηρούν τα ηλεκτρόνιά τους, αλλά δημιουργούν με άλλα άτομα σχέσεις συνιδιοκτησίας ορισμένων ηλεκτρονίων
Αυτά τα ηλεκτρόνια υπό ορισμένες προύποθέσεις που μπορεί να προέλθουν από δύο άτομα, σχηματίζουν ένα, δύο ή περισσότερα κοινά ζευγάρια ηλεκτρονίων .
Ο χώρος που επιρρεάζεται από το ζευγάρι των κοινών ηλεκτρονίων (μοριακό τροχιακό) απλώνεται περιβάλλοντας και τα δύο άτομα από τα οποία προέρχεται και βέβαια
τα κοινά ηλεκτρόνια, με ποιον τρόπο, εξασφαλίζεται η σταθερή απόσταση μεταξύ τους, πως δηλαδή, τα άτομα σχηματίζουν μεταξύ τους ομοιοπολικούς δεσμούς και παραμένουν κοντά .
Αυτό επιτυγχάνεται με την ισορρόπηση των ελκτικών και των απωστικών δυνάμεων που αναπτύσσονται.
Αυτές είναι αφ ενός,
οι απωστικές δυνάμεις μεταξύ των θετικών πυρήνων των δύο ατόμων οι οποίες μεγαλώνουν όσο τα άτομα που συνδέονται πλησιάζουν οι αλληλοεπιδράσεις ανταλλαγής που εμφανίζονται σε ένα σύστημα όταν αλληλεπίδρούν πανομοιότυπα σωματίδια του συστήματος (εδώ τα ηλεκτρόνια αλληλοεπιδρούν μεταξύ τους) .
Οι ελκτικές δυνάμεις που εμφανίζονται σε ένα σύστημα όταν αλληλεπίδρούν ετερόνυμα σωματίδια του συστήματος (πρωτόνια και ηλεκτρόνια)
Η ομοιοπολική ακτίνα είναι το μισό της απόστασης των πυρήνων δύο ατόμων που μοιράζονται κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων για συμμετρικά μόρια.
Το μήκος του δεσμού που είναι το μισό της απόστασης των δύο ατόμων που μοιράζονται κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων για την θέση ισορροπίας τους. Αυτός μειώνεται με την αύξηση του Ατομικού αριθμού των στοιχείων (μεγαλύτερα άτομα) γιατί τότε αυξάνεται ο αριθμός πρωτονίων του πυρήνα, δηλαδή το θετικό του φορτίο και μαζύ και η έλξη των ηλεκτρονίων του δεσμού. Το μήκος του δεσμού επιρρεάζεται επίσης από την πολλαπλότητά του
Η πολλαπλότητα του δεσμού
Η ενέργεια δεσμού εξαρτάται από το μήκος και την πολλαπλότητα του δεσμού.
Στη σύνδεση δύο ατόμων άνθρακα μπορεί να έχουμε απλό, διπλό ή και τριπλό δεσμό
Η ενέργεια ενός απλού δεσμού CC είναι 348 kJ/mol, ένας διπλός (C=C) δεσμός είναι 620 kJ/mol και ένας τριπλός (C=C) δεσμός είναι 814 kJ/mol
Σε έναν διπλό δεσμό δύο ζεύγη ηλεκτρονίων ο δεύτερος δεσμός είναι μικρότερης ισχύος από τον πρώτο και εάν υπάρχει και τρίτος είναι ακόμα μικρότερης ισχύος, Παράδειγμα οι δεσμός C_C C=C C=-C
Η ΕΝΕΡΓΕΙΑ ΣΤΟΝ ΙΟΝΤΙΚΟ ΔΕΣΜΟ
Ο Ιοντικός δεσμός είναι ένας πολύ ισχυρός δεσμός που δημιουργείται μεταξύ ατόμων με μεγάλη διαγορά ηλεκτραρνητικότητας, Θεωρείται η ακραία περίπτωση ενός ομοιοπολικού πολικού δεσμού όπου η μετατόπιση της πυκνότητας ηλεκτρονίων μεταξύ των δύο ατόμων του δεσμού είναι τόσο μεγάλη ώστε τελικά δημιουργούνται ιόντα. Μεταξύ των ιόντων που έχουν αντίθετη φόρτιση (κατιόν και ανιόν) αναπτύσεται ηλεκτροστατική έλξη η οποία και καθορίζει την ενέργεια του δεσμού και την απόσ
.jpg)
Δήμητρα Σπανού
ΠΗΓΕΣ
Δυναμικό ιονισμού και ενέργεια δεσμού σε διατομικά μόρια
Χαρακτηριστικά (παράμετροι) ομοιοπολικών δεσμών, Μήκος δεσμού - ΟΡΓΑΝΙΚΗ ΧΗΜΕΙΑ: ΒΑΣΙΚΕΣ ΑΡΧΕΣ
Δυναμικό ιονισμού και ενέργεια δεσμού σε διατομικά μόρια
Πρότυπη ενθαλπία σχηματισμού - Βικιπαίδεια
ακατέργαστο
Ως κορεσμός νοείται η ικανότητα των ατόμων να σχηματίζουν περιορισμένο αριθμό ομοιοπολικών δεσμών. Για παράδειγμα, ένα άτομο υδρογόνου, που έχει ένα ασύζευκτο ηλεκτρόνιο, μπορεί να σχηματίσει έναν δεσμό και ένα άτομο άνθρακα σε διεγερμένη κατάσταση δεν μπορεί να σχηματίσει περισσότερους από τέσσερις δεσμούς. Λόγω του κορεσμού των δεσμών, τα μόρια έχουν μια συγκεκριμένη σύνθεση. Ωστόσο, ακόμη και με κορεσμένους ομοιοπολικούς δεσμούς, μπορούν να σχηματιστούν πιο πολύπλοκα μόρια από τον μηχανισμό δότη-δέκτη.