Οι 9 τύποι χημικών δεσμών (και τα χαρακτηριστικά τους)

Αν κοιτάξουμε και κοιτάξουμε γύρω μας, θα δούμε πολλά πράγματα. Όλα αυτά αποτελούνται από ύλη. Επίσης, ο αέρας που αναπνέουμε, κάθε ένα από τα κύτταρα του σώματός μας, το πρωινό που τρώμε κ.λπ.

Όταν προσθέτουμε ζάχαρη στον καφέ, εξαφανίζεται το γάλα ή η ζάχαρη; Σίγουρα όχι, γνωρίζουμε ότι διαλύεται. Αλλά τι ακριβώς συμβαίνει εκεί; Γιατί; Η καθημερινή ζωή τέτοιων πραγμάτων μας κάνει μερικές φορές να ξεχνάμε πραγματικά συναρπαστικά φαινόμενα.

Σήμερα θα δούμε πώς άτομα και μόρια δημιουργούν δεσμούς μέσω χημικών δεσμών. Γνωρίζοντας κάθε έναν από τους διαφορετικούς χημικούς δεσμούς και τα χαρακτηριστικά τους, θα μας επιτρέψει να κατανοήσουμε καλύτερα τον κόσμο στον οποίο ζούμε από μια πιο χημική άποψη.

• Άλλοι χρήστες έχουν διαβάσει: "60 ερωτήσεις Trivia (και οι απαντήσεις τους)"

Τι είναι οι χημικοί δεσμοί;

Για να κατανοήσουμε πώς είναι δομημένη η ύλη, είναι σημαντικό να κατανοήσουμε ότι υπάρχουν βασικές μονάδες που ονομάζονται άτομα.. Από εκεί, η ύλη οργανώνεται συνδυάζοντας αυτά τα άτομα χάρη στα συνδικάτα που δημιουργούνται χάρη στους χημικούς δεσμούς.

Τα άτομα αποτελούνται από έναν πυρήνα και ηλεκτρόνια που περιστρέφονται γύρω από αυτόν, με αντίθετα φορτία. Επομένως, τα ηλεκτρόνια απωθούνται το ένα από το άλλο, αλλά βιώνουν έλξη προς τον πυρήνα του ατόμου τους και ακόμη και αυτά των άλλων ατόμων.

• Ίσως θέλετε να διαβάσετε: "Οι 70 καλύτερες σοφές φράσεις στην ιστορία"

Ενδομοριακοί σύνδεσμοι

Για να δημιουργήσουμε ενδομοριακούς δεσμούς, η βασική ιδέα που πρέπει να έχουμε κατά νου είναι ότι τα άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια. Όταν τα άτομα το κάνουν, εμφανίζεται μια ένωση που τους επιτρέπει να δημιουργήσουν μια νέα σταθερότητα, λαμβάνοντας πάντα υπόψη το ηλεκτρικό φορτίο.

Στη συνέχεια θα σας δείξουμε ποιοι είναι οι διαφορετικοί τύποι ενδομοριακών δεσμών μέσω των οποίων οργανώνεται η ύλη.

1. Ιοντικός δεσμός

Στην ιοντική σύνδεση, ένα συστατικό με χαμηλή ηλεκτροαναβασιμότητα συνδέεται με ένα με υψηλό. Ένα τυπικό παράδειγμα αυτού του τύπου συγκόλλησης είναι το κοινό αλάτι κουζίνας ή χλωριούχο νάτριο, που είναι γράψτε NaCl. Η ηλεκτροαρνητικότητα του χλωρίου (Cl) το κάνει να συλλαμβάνει εύκολα ένα ηλεκτρόνιο νάτριο (Na).

Αυτός ο τύπος έλξης παράγει σταθερές ενώσεις μέσω αυτού του ηλεκτροχημικού δεσμού. Οι ιδιότητες αυτού του τύπου της ένωσης είναι γενικά υψηλά σημεία τήξης, καλή αγωγιμότητα στην ηλεκτρική ενέργεια, κρυστάλλωση όταν μειώνεται η θερμοκρασία και υψηλή διαλυτότητα στο νερό.

2. Καθαρός ομοιοπολικός δεσμός

Ο καθαρός ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας δεσμός δύο ατόμων με την ίδια τιμή ηλεκτροαρνητικότητας. Για παράδειγμα, όταν δύο άτομα οξυγόνου μπορούν να σχηματίσουν έναν ομοιοπολικό δεσμό (O2), μοιράζονται δύο ζεύγη ηλεκτρονίων.

Το νέο μόριο αντιπροσωπεύεται γραφικά με μια παύλα που ενώνει τα δύο άτομα και δείχνει τα τέσσερα κοινά ηλεκτρόνια: O-O. Για άλλα μόρια τα κοινά ηλεκτρόνια μπορεί να είναι άλλη ποσότητα. Για παράδειγμα, δύο άτομα χλωρίου (Cl2; Cl-Cl) μοιράζονται δύο ηλεκτρόνια.

• Μπορεί να σας ενδιαφέρει: "Οι 15 καλύτεροι σύντομοι μύθοι (και η εξήγησή τους)"

3. Πολικός ομοιοπολικός δεσμός

Σε πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς η ένωση δεν είναι πλέον συμμετρική. Η ασυμμετρία αντιπροσωπεύεται από την ένωση δύο ατόμων διαφορετικών τύπων. Για παράδειγμα, ένα μόριο υδροχλωρικού οξέος.

Αναπαριστάμενο ως HCl, το μόριο του υδροχλωρικού οξέος περιέχει υδρογόνο (Η), με ηλεκτροαρνητικότητα 2,2, και χλώριο (Cl), με ηλεκτροαναρτητικότητα 3. Η διαφορά ηλεκτροπαραγοντικότητας είναι συνεπώς 0,8.

Με αυτόν τον τρόπο, τα δύο άτομα μοιράζονται ένα ηλεκτρόνιο και επιτυγχάνουν σταθερότητα μέσω ομοιοπολικής σύνδεσης, αλλά το ηλεκτρονικό διάκενο δεν μοιράζεται εξίσου μεταξύ των δύο ατόμων.

4. Βασικός σύνδεσμος

Στην περίπτωση γενετικών δεσμών, τα δύο άτομα δεν μοιράζονται ηλεκτρόνια. Η ασυμμετρία είναι τέτοια που η ισορροπία των ηλεκτρονίων είναι ένας ακέραιος που δίνεται από το ένα άτομο στο άλλο. Τα δύο ηλεκτρόνια που είναι υπεύθυνα για τον δεσμό είναι υπεύθυνα για ένα από τα άτομα, ενώ το άλλο αναδιατάσσει την ηλεκτρονική του διαμόρφωση για να τα φιλοξενήσει.

Είναι ένας συγκεκριμένος τύπος ομοιοπολικού δεσμού που ονομάζεται Dative, καθώς τα δύο ηλεκτρόνια που εμπλέκονται στον δεσμό προέρχονται από ένα μόνο από τα δύο άτομα. Για παράδειγμα, το θείο μπορεί να ενώσει το οξυγόνο μέσω ενός γενετικού δεσμού. Ο γενικός δεσμός μπορεί να αναπαρασταθεί με ένα βέλος, από τον δότη έως τον αποδέκτη: S-O.

• Μπορεί να σας ενδιαφέρει να διαβάσετε: "10 υπέροχοι σύντομοι θρύλοι του Μεξικού (πρέπει να γνωρίζετε)"

5. Μεταλλικός δεσμός

Ο μεταλλικός δεσμός αναφέρεται σε αυτόν που μπορεί να δημιουργηθεί σε μεταλλικά άτομα, όπως σίδηρος, χαλκός ή ψευδάργυρος. Σε αυτές τις περιπτώσεις, η δομή που σχηματίζεται είναι οργανωμένη ως ένα δίκτυο ιονισμένων ατόμων που βυθίζονται θετικά σε μια «θάλασσα» ηλεκτρονίων.

Αυτό είναι ένα θεμελιώδες χαρακτηριστικό των μετάλλων και ο λόγος για τον οποίο είναι τόσο καλοί ηλεκτρικοί αγωγοί. Η ελκυστική δύναμη που δημιουργείται στον μεταλλικό δεσμό μεταξύ ιόντων και ηλεκτρονίων είναι πάντα άτομα με την ίδια φύση.

Διαμοριακοί σύνδεσμοι

Οι διαμοριακοί δεσμοί είναι θεμελιώδεις για την ύπαρξη υγρών και στερεών καταστάσεων. Εάν δεν υπήρχαν δυνάμεις για να συγκρατήσουν τα μόρια, θα υπήρχε μόνο η αέρια κατάσταση. Έτσι, τα διαμοριακά ομόλογα είναι επίσης υπεύθυνα για αλλαγές στην κατάσταση.

6. Οι δυνάμεις του Van Der Waals

Οι δυνάμεις Van Der Waals δημιουργούνται μεταξύ μορίων που είναι μη πολικά και εμφανίζουν ουδέτερα ηλεκτρικά φορτία, όπως N2 ή H2. Αυτοί είναι στιγμιαίοι σχηματισμοί διπόλων εντός των μορίων λόγω των διακυμάνσεων στο νέφος ηλεκτρονίων γύρω από το μόριο.

Αυτό δημιουργεί προσωρινά διαφορές φορτίου (οι οποίες είναι σταθερές στα πολικά μόρια, όπως στην περίπτωση του HCl). Αυτές οι δυνάμεις είναι υπεύθυνες για τις μεταβάσεις κατάστασης αυτού του τύπου μορίου.

• Μπορεί να σας ενδιαφέρει: "Τύποι πολύτιμων λίθων: ιδιότητες και τρόπος χρήσης τους"

7. Αλληλεπιδράσεις διπόλων-διπόλων.

Αυτοί οι τύποι δεσμών εμφανίζονται όταν υπάρχουν δύο έντονα συνδεδεμένα άτομα, όπως στην περίπτωση του HCl με πολικό ομοιοπολικό δεσμό. Δεδομένου ότι υπάρχουν δύο μέρη του μορίου με διαφορά στην ηλεκτροαρνητικότητα, κάθε δίπολο (οι δύο πόλοι του μορίου) θα αλληλεπιδράσει με το δίπολο ενός άλλου μορίου.

Αυτό δημιουργεί ένα δίκτυο που βασίζεται σε διπολικές αλληλεπιδράσεις, προκαλώντας στην ουσία να αποκτήσει άλλες φυσικοχημικές ιδιότητες. Αυτές οι ουσίες έχουν υψηλότερα σημεία τήξης και βρασμού από τα μη πολικά μόρια.

8. Δεσμός υδρογόνου

Η σύνδεση υδρογόνου είναι ένας συγκεκριμένος τύπος αλληλεπίδρασης διπόλων-διπόλων. Εμφανίζεται όταν τα άτομα υδρογόνου συνδέονται με ισχυρά ηλεκτροαρνητικά άτομα, όπως στην περίπτωση ατόμων οξυγόνου, φθορίου ή αζώτου.

Σε αυτές τις περιπτώσεις δημιουργείται ένα μερικό θετικό φορτίο στο υδρογόνο και ένα αρνητικό φορτίο στο ηλεκτροαρνητικό άτομο. Δεδομένου ότι ένα μόριο όπως το υδροφθορικό οξύ (HF) είναι πολύ πολωμένο, αντί να έχει έλξη μεταξύ των μορίων HF, η έλξη επικεντρώνεται στα άτομα που τα συνθέτουν. Έτσι, τα άτομα Η που ανήκουν σε ένα μόριο HF δημιουργούν δεσμό με τα άτομα F που ανήκουν σε άλλο μόριο.

Αυτοί οι τύποι δεσμών είναι πολύ ισχυροί και προκαλούν τα σημεία τήξης και βρασμού των ουσιών είναι ακόμη υψηλότερο (για παράδειγμα, το HF έχει υψηλότερη θερμοκρασία βρασμού και τήξης από αυτό HCl). Το νερό (H2O) είναι μια άλλη από αυτές τις ουσίες, γι 'αυτό εξηγείται το υψηλό σημείο βρασμού του (100 ° C).

• Ίσως θέλετε να διαβάσετε: "10 τρόποι για να είστε ελκυστικοί (σύμφωνα με την επιστήμη)"

9. Στιγμιαίος διπολικός σύνδεσμος με επαγόμενο δίπολο

Στιγμιαίοι διπόλοι προς επαγόμενοι διπολικοί δεσμοί παράγονται από αλλοιώσεις στο νέφος ηλεκτρονίων γύρω από ένα άτομο. Λόγω μη φυσιολογικών καταστάσεων ένα άτομο μπορεί να είναι εκτός ισορροπίας, με ηλεκτρόνια προσανατολισμένα στη μία πλευρά. Αυτό προϋποθέτει αρνητικές χρεώσεις από τη μία πλευρά και θετικές χρεώσεις από την άλλη.

Αυτό το ελαφρώς μη ισορροπημένο φορτίο είναι ικανό να έχει επίδραση στα ηλεκτρόνια γειτονικών ατόμων. Αυτές οι αλληλεπιδράσεις είναι αδύναμες και λοξές και γενικά διαρκούν λίγα λεπτά προτού τα άτομα έχουν κάποια νέα κίνηση και το φορτίο όλων αυτών ισορροπείται.

Βιβλιογραφικές αναφορές

• Τσανγκ, R. (2007). Χημεία (ένατη έκδοση). Μεξικό: Mc Graw Hill.

• De Santos, V.E. και Rodríguez de Vega, G. (2002). Φυσικές Επιστήμες 3. Μεξικό: Mc Graw-Hill.

• Del Bosque, F.R. (2005). Ανόργανη χημεία. Τρίτη έκδοση. Μεξικό: Mc Graw-Hill.

• Laidler, Κ. Ι. (1993). Ο Κόσμος της Φυσικής Χημείας, Oxford University Press.