Χημικός Δεσμός — Ιοντικός Δεσμός

Γιατί το αλάτι λιώνει στους 801 °C, ενώ ο πάγος στους 0 °C;

Στην κουζίνα σου το αλάτι δεν λιώνει ποτέ, όσο κι αν ζεστάνεις το τηγάνι. Ο λόγος: το $NaCl$ δεν είναι φτιαγμένο από μόρια αλλά από ιόντα $Na^+$ και $Cl^-$ που έλκονται ισχυρά σε έναν τεράστιο κρύσταλλο. Για να λιώσει, πρέπει να σπάσεις αυτές τις έλξεις. Εδώ μαθαίνεις γιατί σχηματίζονται τα ιόντα και πώς γράφεις τον τύπο μιας ιοντικής ένωσης.

Τι είναι ο χημικός δεσμός

Χημικός δεσμός είναι η δύναμη που συγκρατεί ενωμένα τα άτομα (ή άλλες δομικές μονάδες, π.χ. ιόντα). Δημιουργείται όταν οι δομικές μονάδες πλησιάσουν τόσο ώστε οι ελκτικές δυνάμεις (π.χ. πυρήνας του ενός – ηλεκτρόνια του άλλου) να υπερβούν τις απωστικές (πυρήνας–πυρήνας, ηλεκτρόνια–ηλεκτρόνια).

• Οι δεσμοί σχηματίζονται μέσω των ηλεκτρονίων σθένους.
• Ο σχηματισμός δεσμού οδηγεί το σύστημα σε χαμηλότερη ενέργεια, δηλαδή το κάνει σταθερότερο.

Παράγοντες που καθορίζουν τη χημική συμπεριφορά

1. Τα ηλεκτρόνια σθένους. Τα ευγενή αέρια, με συμπληρωμένη εξωτερική στιβάδα (8 ηλεκτρόνια, ή 2 για τη $K$), δεν έχουν τάση να σχηματίζουν ενώσεις. Τα άλλα άτομα τείνουν να αποκτήσουν αυτή τη δομή, αποβάλλοντας, προσλαμβάνοντας ή συνεισφέροντας ηλεκτρόνια — κανόνας της οκτάδας.

• Λίγα ηλεκτρόνια σθένους ($IA$, $IIA$, $IIIA$) → τάση αποβολής → θετικά ιόντα: ηλεκτροθετικά στοιχεία (μέταλλα).
• Πολλά ηλεκτρόνια σθένους ($VA$, $VIA$, $VIIA$) → τάση πρόσληψης → αρνητικά ιόντα: ηλεκτραρνητικά στοιχεία (αμέταλλα).

2. Η ατομική ακτίνα. Όσο μικρότερο το άτομο, τόσο ισχυρότερα έλκει ο πυρήνας τα εξωτερικά ηλεκτρόνια (δυνάμεις Coulomb): χάνει δύσκολα ηλεκτρόνια και παίρνει εύκολα. Όσο μεγαλύτερο, τόσο ευκολότερα χάνει ηλεκτρόνια.

Πώς μεταβάλλεται η ατομική ακτίνα

Ατομική ακτίνα ορίζεται το μισό της απόστασης των πυρήνων δύο γειτονικών ατόμων του στοιχείου σε στερεή κρυσταλλική κατάσταση.

• Σε μια περίοδο μειώνεται από αριστερά προς τα δεξιά: αυξάνεται το φορτίο του πυρήνα ενώ οι στιβάδες μένουν ίδιες, άρα τα ηλεκτρόνια έλκονται ισχυρότερα.
• Σε μια ομάδα αυξάνεται από πάνω προς τα κάτω: προστίθενται στιβάδες, τα εξωτερικά ηλεκτρόνια απομακρύνονται.

Συνέπειες: το $Cs$ χάνει ευκολότερα ηλεκτρόνιο από το $Na$ (μεγαλύτερο ηλεκτροθετικό χαρακτήρα), ενώ το $Cl$ προσλαμβάνει ευκολότερα ηλεκτρόνιο από το $I$ (μεγαλύτερο ηλεκτραρνητικό χαρακτήρα).

Ιοντικός (ετεροπολικός) δεσμός

Αναπτύσσεται συνήθως μεταξύ ενός μετάλλου και ενός αμετάλλου. Το μέταλλο αποβάλλει 1–3 ηλεκτρόνια και γίνεται κατιόν· το αμέταλλο τα προσλαμβάνει και γίνεται ανιόν. Τα αντίθετα φορτισμένα ιόντα έλκονται με δυνάμεις Coulomb.

$$Na\ (2,8,1) \rightarrow Na^+\ (2,8) + e^- \qquad Cl\ (2,8,7) + e^- \rightarrow Cl^-\ (2,8,8)$$

• Τα κατιόντα είναι μικρότερα από τα αντίστοιχα άτομα, τα ανιόντα μεγαλύτερα.
• Τα ιόντα διατάσσονται σε ιοντικό κρύσταλλο (στο $NaCl$ κάθε ιόν περιβάλλεται από 6 αντίθετα φορτισμένα). Δεν υπάρχουν μόρια: ο τύπος $NaCl$ δείχνει μόνο την απλούστερη αναλογία ιόντων $1:1$.
• Ο αριθμός των ηλεκτρονίων που χάνει ένα άτομο δεν είναι απαραίτητα ίσος με αυτόν που παίρνει ένα άλλο άτομο — τότε ενώνονται περισσότερα άτομα, ώστε το συνολικό φορτίο να είναι μηδέν.

Χαρακτηριστικά των ιοντικών ενώσεων

1. Ιοντικές είναι κυρίως τα οξείδια και υδροξείδια των μετάλλων και τα άλατα.
2. Σχηματίζουν κρυστάλλους, όχι μόρια.
3. Έχουν υψηλά σημεία τήξης (το $NaCl$ τήκεται περίπου στους $800\ ^{\circ}\text{C}$).
4. Οι κρύσταλλοί τους είναι σκληροί και εύθραυστοι.
5. Ως στερεά είναι κακοί αγωγοί του ηλεκτρισμού· τα τήγματα και τα υδατικά διαλύματά τους άγουν, γιατί τα ιόντα κινούνται ελεύθερα.
6. Πολλές είναι ευδιάλυτες στο νερό.

Μέθοδος: χημικός τύπος ιοντικής ένωσης από τα $Z$

1. Γράψε την κατανομή ηλεκτρονίων των δύο ατόμων.
2. Το μέταλλο χάνει τα ηλεκτρόνια σθένους του → φορτίο $+a$· το αμέταλλο παίρνει όσα λείπουν για οκτάδα ($8 -$ ηλεκτρόνια σθένους) → φορτίο $-b$.
3. Διάλεξε πλήθη ιόντων ώστε $\Sigma$ φορτίων $= 0$: τύπος $M_bX_a$ (απλοποιημένος).
4. Έλεγξε ότι κάθε ιόν έχει δομή ευγενούς αερίου.