Ομοιοπολικός Δεσμός & Ηλεκτραρνητικότητα

Γιατί μια λεπτή φλέβα νερού «λυγίζει» προς ένα τριμμένο χτένι;

Τρίψε ένα πλαστικό χτένι στα μαλλιά σου και πλησίασέ το σε μια λεπτή φλέβα νερού από τη βρύση: το νερό θα στραβώσει προς το χτένι. Ο λόγος είναι ότι τα μόρια του νερού έχουν ένα ελαφρά αρνητικό και ένα ελαφρά θετικό άκρο — είναι πολικά. Εδώ μαθαίνεις πώς τα αμέταλλα μοιράζονται ηλεκτρόνια στον ομοιοπολικό δεσμό και πότε αυτός ο δεσμός γίνεται πολικός.

Ομοιοπολικός δεσμός

Όταν η ένωση δεν περιέχει μέταλλο, η απόσπαση ηλεκτρονίων απαιτεί πολύ ενέργεια και ιοντική ένωση δεν σχηματίζεται. Τα άτομα τότε κρατούν τα ηλεκτρόνιά τους αλλά μοιράζονται ζεύγη ηλεκτρονίων.

Όταν δύο γειτονικά άτομα κατέχουν από κοινού ένα ζεύγος ηλεκτρονίων, λέμε ότι συνδέονται με ομοιοπολικό δεσμό.

• Απλός δεσμός: 1 κοινό ζεύγος ($H-H$) · διπλός: 2 κοινά ζεύγη ($O=O$) · τριπλός: 3 κοινά ζεύγη ($N \equiv N$).
• Ομοιοπολικά συνδέονται άτομα αμετάλλων — του ίδιου στοιχείου ($H_2$, $Cl_2$) ή διαφορετικών ($HCl$, $H_2O$).
• Όπως κάθε δεσμός, οδηγεί σε χαμηλότερη ενέργεια· για να «σπάσει» χρειάζεται ενέργεια (ενέργεια δεσμού).

Στο μόριο $H_2$ κάθε άτομο συνεισφέρει το μοναδικό του ηλεκτρόνιο και σχηματίζεται ένα κοινό ζεύγος: και τα δύο άτομα αποκτούν τη δομή του $He$.

Ηλεκτρονιακοί τύποι (τύποι Lewis)

Οι ηλεκτρονιακοί τύποι δείχνουν πώς κατανέμονται τα ηλεκτρόνια σθένους στο μόριο: γράφουμε γύρω από κάθε σύμβολο τα ηλεκτρόνια σθένους του ως τελείες — μέχρι 4 μονήρη, από το 5ο και μετά σχηματίζονται ζεύγη.

• Δεσμικά ζεύγη: τα κοινά ζεύγη (συμβολίζονται και με παύλα).
• Μη δεσμικά ζεύγη: ζεύγη που ανήκουν σε ένα μόνο άτομο.

Παραδείγματα (με παύλες για τα δεσμικά ζεύγη):

• $HCl$: $H - Cl$, με 3 μη δεσμικά ζεύγη στο $Cl$
• $H_2O$: $H - O - H$, με 2 μη δεσμικά ζεύγη στο $O$
• $NH_3$: τρεις δεσμοί $N - H$ και 1 μη δεσμικό ζεύγος στο $N$
• $CO_2$: $O = C = O$, δύο διπλοί δεσμοί, 2 μη δεσμικά ζεύγη σε κάθε $O$
• $N_2$: $N \equiv N$, ένας τριπλός δεσμός, 1 μη δεσμικό ζεύγος σε κάθε $N$

Μέθοδος: ηλεκτρονιακός τύπος μοριακής ένωσης

1. Γράψε την κατανομή και βρες τα ηλεκτρόνια σθένους κάθε ατόμου.
2. Τα μονήρη ηλεκτρόνια δείχνουν πόσους δεσμούς κάνει το άτομο: $H$ → 1, αλογόνα → 1, $O$ → 2, $N$ → 3, $C$ → 4.
3. Ένωσε τα άτομα (το άτομο με τους περισσότερους δεσμούς συνήθως στο κέντρο) ώστε κάθε άτομο να αποκτήσει οκτάδα ($H$: δυάδα).
4. Έλεγχος: $\text{συνολικά ηλεκτρόνια σθένους} = 2 \times (\text{δεσμικά} + \text{μη δεσμικά ζεύγη})$.

Ηλεκτραρνητικότητα και πολικότητα δεσμού

Ηλεκτραρνητικότητα ενός στοιχείου είναι η τάση του ατόμου του να έλκει ηλεκτρόνια όταν συμμετέχει σε δεσμό. Αυξάνεται όσο μικραίνει η ατομική ακτίνα και αυξάνονται τα ηλεκτρόνια σθένους: δηλαδή προς τα δεξιά σε μια περίοδο και προς τα πάνω σε μια ομάδα. Το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο είναι το $F$, ακολουθεί το $O$.

• Μη πολικός (μη πολωμένος) ομοιοπολικός δεσμός: μεταξύ ίδιων ατόμων ($H_2$, $Cl_2$, $N_2$) — το κοινό ζεύγος μοιράζεται εξίσου.
• Πολικός (πολωμένος) ομοιοπολικός δεσμός: μεταξύ διαφορετικών ατόμων ($HCl$) — το ζεύγος μετατοπίζεται προς το ηλεκτραρνητικότερο άτομο, που αποκτά μερικό αρνητικό φορτίο ($\delta^-$), ενώ το άλλο μερικό θετικό ($\delta^+$).

Όσο μεγαλύτερη η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας, τόσο πιο πολωμένος ο δεσμός. Η πόλωση σημαίνει ιοντικό χαρακτήρα: ο πολικός δεσμός είναι ενδιάμεσος μεταξύ του μη πολικού και του ιοντικού. Οι καθαρά ιοντικοί και καθαρά ομοιοπολικοί δεσμοί είναι οριακές περιπτώσεις.

Μοριακές ενώσεις και αγωγιμότητα διαλυμάτων

Χαρακτηριστικά ομοιοπολικών (μοριακών) ενώσεων:

1. Αποτελούνται από διακριτά μόρια με ασθενείς έλξεις μεταξύ τους: είναι αέρια, υγρά ή μαλακά στερεά με χαμηλά σημεία τήξης/βρασμού (εξαίρεση οι ομοιοπολικοί κρύσταλλοι, όπως το διαμάντι και ο γραφίτης, με πολύ υψηλά σημεία τήξης).
2. Είναι κυρίως ενώσεις μεταξύ αμετάλλων (οξέα, οξείδια αμετάλλων).
3. Καθαρές είναι κακοί αγωγοί· όμως τα υδατικά διαλύματα ορισμένων (π.χ. οξέων όπως το $HCl$) άγουν, γιατί στο νερό σχηματίζουν ιόντα.

Πείραμα αγωγιμότητας: το διάλυμα αλατιού ($NaCl$, ιοντική ένωση) άγει· τα διαλύματα ζάχαρης και οινοπνεύματος (μοριακές ουσίες που μένουν ως μόρια) δεν άγουν· το αποσταγμένο νερό πρακτικά δεν άγει, ενώ το νερό της βρύσης άγει λίγο, λόγω των διαλυμένων αλάτων.