Διδασκαλία του χημικού δεσμού σύμφωνα με την πρόταση Taber-Coll Γκιγκούδη Αναστασία Χημικός

Διδασκαλία του χημικού δεσμού σύμφωνα με την πρόταση Taber-Coll Μεταλλικός δεσμός Ιοντικός δεσμός Δεσμός σε γιγάντιες ομοιοπολικές δομές Απλός ομοιοπολικός δεσμός Διαμοριακοί δεσμοί Δεσμοί διπόλου-διπόλου Δεσμοί υδρογόνου Δεσμοί διασποράς

Τι είναι χημικός δεσμός Οι ελκτικές δυνάμεις που συγκρατούν μαζί τα άτομα σε ένα μόριο ή κρύσταλλο ονομάζονται χημικοί δεσμοί. Οι δυνάμεις που ασκούνται ανάμεσα σε δύο φορτισμένα σωματίδια μπορεί να είναι ελκτικές ή απωστικές αν είναι ετερώνυμα ή ομώνυμα φορτισμένα αντίστοιχα. Οι δυνάμεις αυτές μπορεί να ασκούνται στο ίδιο άτομο (ο πυρήνας έλκει τα ηλεκτρόνια) αλλά και μεταξύ διαφορετικών ατόμων ( οι πυρήνες δύο ατόμων, όπως και τα ηλεκτρόνια απωθούνται) ή γενικά μεταξύ φορτισμένων σωματιδίων. Οι χημικοί δεσμοί σχηματίζονται εξαιτίας αυτών των ηλεκτρικών δυνάμεων όταν εξισορροπούνται οι ελκτικές και οι απωστικές δυνάμεις. Στην διδακτική πρόταση του χημικού δεσμού σύμφωνα με τους Keith Taber και Richard Coll γίνεται προσέγγιση σε κάθε είδοςχημικού δεσμού εξετάζοντας πρώτα τις ιδιότητες των υλικών (μακροσκοπικά) και κατόπιν αυτές εξηγούνται σύμφωνα με τις δυνάμεις που υφίστανται ανάμεσα στα δομικά σωματίδια που απαρτίζουν το υλικό (μικροσκοπικά).

Ιδιότητες των μετάλλων Τα μέταλλα εμφανίζουν μια σειρά από παρόμοιες φυσικές ιδιότητες: Είναι καλοί αγωγοί της θερμότητας και του ηλεκτρισμού Έχουν υψηλά σημεία τήξης και βρασμού Είναι σκληρά (εκτός από τον υδράργυρο) Έχουν μεταλλική λάμψη Είναι ελατά (δηλαδή μετατρέπονται σε λεπτά μεταλλικά φύλλα τα λεγόμενα ελάσματα) Είναι όλκιμα (δηλαδή μετατρέπονται σε λεπτά σύρματα)

Μεταλλικός δεσμός Οι ιδιότητες αυτές των μετάλλων οφείλονται στον τρόπο που συνδέονται τα δομικά σωματίδια στον μεταλλικό κρύσταλλο. ▪Ο μεταλλικός κρύσταλλος αποτελείται από θετικά ιόντα μετάλλου. ▪Ανάμεσα στα σταθερά ιόντα κινούνται σχεδόν ελεύθερα τα ηλεκτρόνια. ▪Ο μεταλλικός δεσμός υφίσταται ανάμεσα στα ελεύθερα ηλεκτρόνια και στα θετικά φορτισμένα ιόντα του μετάλλου τα οποία έλκονται με ηλεκτροστατικές δυνάμεις λόγω των αντίθετων φορτίων τους. ▪Τα ηλεκτρόνια δεν ανήκουν σε οποιοδήποτε άτομο αλλά στον κρύσταλλο ως σύνολο, σ' όλη την έκταση του οποίου κινούνται με μορφή ηλεκτρονικού νέφους. (Τα μέταλλα έχουν μικρή ενέργεια ιοντισμού και για αυτό το λόγο τα ηλεκτρόνια της εξωτερικής στιβάδας μπορούν να αποσπαστούν πολύ εύκολα)

Ιδιότητες ιοντικών ενώσεων Οι ιοντικές ενώσεις: είναι σκληρά κρυσταλλικά σώματα έχουν υψηλά σημεία τήξης και βρασμού είναι συνήθως διαλυτές στο νερό και αδιάλυτες στους οργανικούς διαλύτες (ακετόνη, βενζόλιο κλπ) τα τήγματα και τα υδατικά τους διαλύματα άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα ενώ στη στερεή κατάσταση δεν άγουν το ηλεκτρικό ρεύμα είναι ενώσεις μεταξύ μετάλλου και αμετάλλου είναι τα άλατα ,τα οξείδια και τα υδροξείδια των μετάλλων

Ιοντικός ή ετεροπολικός δεσμός Οι ιδιότητες των ιοντικών ενώσεων οφείλονται στον τρόπο που είναι συνδεμένα τα δομικά σωματίδια στον ιοντικό κρύσταλλο. Ο ιοντικός κρύσταλλος αποτελείται από κατιόντα (θετικά ιόντα) και ανιόντα (αρνητικά ιόντα) κατάλληλα τοποθετημένα. Κάθε κατιόν έλκει όλα τα γειτονικά ανιόντα και κάθε ανιόν όλα τα γειτονικά κατιόντα. Οι ελκτικές αυτές δυνάμεις αποτελούν τον ιοντικό δεσμό. Τα κατιόντα και τα ανιόντα έχουν προκύψει από άτομα με αποβολή και πρόσληψη ηλεκτρονίων αντίστοιχα, έτσι ώστε να αποκτήσουν σταθερή ηλεκτρονιακή δομή (όπως των ευγενών αερίων).Τα κατιόντα προκύπτουν συνήθως από άτομα μετάλλων ,ενώ τα ανιόντα από άτομα αμετάλλων.

Ιοντικός ή ετεροπολικός δεσμός Η αγωγιμότητα του ηλεκτρικού ρεύματος των τηγμάτων ή των υδατικών διαλυμάτων ιοντικών ενώσεων οφείλεται στην ευκινησία των ιόντων στην υγρή κατάσταση ενώ αντίθετα οι ιοντικές ενώσεις στη στερεή κατάσταση δεν εμφανίζουν αγωγιμότητα. Στις ισχυρές ελκτικές δυνάμεις ανάμεσα στα ιόντα σε όλη τη μάζα του κρυστάλλου οφείλονται και τα υψηλά σημεία τήξης και βρασμού. Ο χημικός τύπος μιας ιοντικής ένωσης καθορίζεται από το φορτίο του ανιόντος και του κατιόντος και οι αριθμοί που αναγράφονται δείχνουν την αναλογία των ιόντων στον κρύσταλλο

Ιδιότητες γιγάντιων ομοιοπολικών δομών Οι ουσίες με γιγάντια ομοιοπολική δομή παρουσιάζουν τις εξής ιδιότητες: Έχουν κρυσταλλική δομή Παρουσιάζουν μεγάλη σκληρότητα (εκτός από τον γραφίτη) Έχουν υψηλά σημεία τήξεως και βρασμού Δεν έχουν αγωγιμότητα ούτε στη στερεή ούτε στην υγρή κατάσταση (εκτός από τον γραφίτη) Δεν διαλύονται στο νερό ή στους οργανικούς διαλύτες Τέτοιες ουσίες είναι το διαμάντι και ο γραφίτης ( αμφότερα είναι μορφές του άνθρακα) ,ο χαλαζίας (SiO2, quartz) κ.ά. Το διαμάντι χρησιμοποιείται στα εργαλεία κοπής εξαιτίας της σκληρότητας του ενώ ο γραφίτης στα μολύβια και ως ηλεκτρόδιο εξαιτίας της αγωγιμότητας του.

Δεσμός στις γιγάντιες ομοιοπολικές δομές Οι ιδιότητες των κρυσταλλικών αυτών ουσιών οφείλονται στον τρόπο που είναι συνδεμένα τα δομικά σωματίδια στον κρύσταλλο. Πιο συγκεκριμένα: Το άτομο του άνθρακα έχει 4 ηλεκτρόνια στην εξωτερική στιβάδα και σχηματίζει δεσμούς με άλλα άτομα άνθρακα για να αποκτήσουν σταθερή ηλεκτρονική δομή (8 ηλεκτρόνια στην εξωτερική στιβάδα).Στους δεσμούς αυτούς σχηματίζονται κοινά ζεύγη τα οποία έλκονται και από τους δύο πυρήνες (ομοιοπολικοί δεσμοί). Στο διαμάντι τα 4 ηλεκτρόνια ενός ατόμου άνθρακα σχηματίζουν 4 κοινά ζεύγη με 4 άλλα άτομα άνθρακα σχηματίζοντας τετράεδρα και δημιουργώντας μια τεράστια τρισδιάστατη σταθερή δομή με κρυσταλλική όψη , ιδιαίτερη σκληρότητα , υψηλό σημείο τήξης που είναι μη αγώγιμο και αδιάλυτο σε όλους τους διαλύτες. Παρόμοια δομή σχηματίζεται στο χαλαζία ,που αποτελείται από διοξείδιο του πυριτίου το κυριότερο συστατικό της άμμου

Δεσμός στις γιγάντιες ομοιοπολικές δομές Ο γραφίτης είναι μια άλλη κρυσταλλική μορφή που εμφανίζεται ο άνθρακας. Στο γραφίτη το κάθε άτομο σχηματίζει δεσμούς με τρία άλλα άτομα άνθρακα, δημιουργώντας κοινά ζεύγη με τα 3 από τα 4 ηλεκτρόνια της εξωτερική στιβάδας . Έτσι σχηματίζονται ‘στρώσεις’ και το 4ο ηλεκτρόνιο που έχει κάθε άτομο άνθρακα μπορεί να συμμετέχει σε ένα σύνολο ελεύθερων ηλεκτρονίων τα οποία κινούνται εύκολα ανάμεσα στις ‘στρώσεις’ και αυτό προσδίδει στο υλικό τις ιδιαίτερες ιδιότητες του όπως μη σκληρότητα παρά το υψηλό σημείο τήξης και αγωγιμότητα.

Ιδιότητες απλών ομοιοπολικών ενώσεων Οι απλές ομοιοπολικές ουσίες : μπορούν να βρίσκονται είτε στην αέρια είτε στην υγρή ακόμη και στη στερεή κατάσταση όπως η ζάχαρη και το ιώδιο (σε θερμοκρασία περιβάλλοντος). έχουν χαμηλά σημεία τήξης και βρασμού άλλες διαλύονται στο νερό και άλλες στους οργανικούς διαλύτες δεν εμφανίζουν ηλεκτρική αγωγιμότητα παρά μόνο τα υδατικά διαλύματα των ηλεκτρολυτών (όπως τα οξέα πχ HCl)

Ομοιοπολικός δεσμός Οι ιδιότητες των ομοιοπολικών ουσιών οφείλονται στον τρόπο που είναι συνδεμένα τα άτομα . Η σύνδεση των ατόμων γίνεται με το σχηματισμό κοινών ζευγών ηλεκτρονίων τα οποία έλκονται και από τους δύο πυρήνες (ομοιοπολικοί δεσμοί). Όταν τα άτομα μοιράζονται 1 ζεύγος ηλεκτρονίων τότε ο δεσμός είναι απλός, όταν μοιράζονται 2 ζεύγη είναι διπλός και όταν μοιράζονται 3 τριπλός. Η σύνδεση αυτή οδηγεί στο σχηματισμό διακριτών μορίων . Σχηματίζεται μεταξύ δύο ατόμων αμετάλλων Όταν τα άτομα που συμμετέχουν στον ομοιοπολικό δεσμό είναι όμοια τότε ο δεσμός λέγεται μη πολικός ή μη πολωμένος ομοιοπολικός

Ομοιοπολικός δεσμός Όταν τα άτομα που συμμετέχουν στον ομοιοπολικό δεσμό είναι ανόμοια τότε ο δεσμός λέγεται πολικός ή πολωμένος ομοιοπολικός. Αν τα μόρια δεν είναι συμμετρικά τότε εμφανίζουν φορτισμένες περιοχές Μεταξύ των μορίων αναπτύσσονται διαμοριακοί δεσμοί η ισχύς των οποίων καθορίζει τις φυσικές ιδιότητες των σωμάτων

Φυσικές ιδιότητες απλών ομοιοπολικών ενώσεων Τα σημε Τα σημεία τήξης , βρασμού , η διαλυτότητα σε διάφορους διαλύτες και το ιξώδες ποικίλουν στις ομοιοπολικές ενώσεις και εξαρτώνται από τις δυνάμεις που υφίστανται ανάμεσα στα διακριτά μόρια και λέγονται διαμοριακοί δεσμοί. Όσο πιο ισχυροί είναι οι διαμοριακοί δεσμοί τόσο πιο μεγάλα θα είναι τα σημεία τήξης και βρασμού και το ιξώδες. Η δε διαλυτότητα εξαρτάται από την ύπαρξη ή μη διπόλων μορίων. Ουσίες με πολικά μόρια διαλύονται σε πολικούς διαλύτες (όπως το νερό), ενώ με μη πολικά σε μη πολικούς διαλύτες (όπως ο τετραχλωράθρακας).

Διαμοριακοί δεσμοί Τα μόρια μπορεί να είναι πολικά ή μη πολικά. Αυτό εξαρτάται από την ύπαρξη ή μη πολωμένων ομοιοπολικών δεσμών αλλά και την συμμετρία του μορίου πχ ο CCl4 (τετραχλωράνθρακας) δεν εμφανίζει πολικότητα παρόλο που οι δεσμοί C-Cl είναι πολωμένοι. Μεταξύ πολικών μορίων εμφανίζονται : Δεσμοί διπόλου –διπόλου (όσο πιο μεγάλη πολικότητα τόσο μεγαλύτερη η ισχύς τους πχ το ΗΙ έχει μεγαλύτερο σημείο βρασμού από το HCl) Δεσμοί ή γέφυρες υδρογόνου (εμφανίζονται μεταξύ μορίων που υπάρχουν ομοιοπολικοί δεσμοί μεταξύ ατόμου υδρογόνου και φθορίου ή οξυγόνου ή αζώτου).Εξαιτίας των δεσμών αυτών από τις ουσίες με παρόμοια σχετική μοριακή μάζα μεγαλύτερο σημείο τήξεως και βρασμού εμφανίζουν αυτές που αναπτύσσεται δεσμός υδρογόνου μεταξύ των μορίων πχ στο νερό, στην αιθανόλη, στην αμμωνία ,στα βιολογικά μόρια.

Μεταξύ μη πολικών μορίων εμφανίζονται : Δεσμοί ή δυνάμεις London ή διασποράς ( όσο πιο μεγάλη η σχετική μοριακή μάζα και το μήκος του μορίου τόσο πιο ισχυροί οι δεσμοί) πχ το πεντάνιο έχει μεγαλύτερο σημείο βρασμού από το 2,2-διμεθυλο προπάνιο). Εμφανίζονται και μεταξύ των ατόμων των ευγενών αερίων. Υπάρχουν και άλλοι διαμοριακοί δεσμοί : Μεταξύ ιόντων και διπόλων μορίων Μεταξύ ιόντων και μη διπόλων Η ισχύς των διαμοριακών δυνάμεων κατατάσσεται με φθίνουσα σειρά , όπως αναφέρεται παρακάτω, χωρίς αυτό να ισχύει σε όλες τις περιπτώσεις: Δεσμός υδρογόνου - δεσμοί διπόλου-διπόλου -δυνάμεις διασποράς Διαμοριακοί δεσμοί

Χημικοί δεσμοί Ευχαριστώ για την προσοχή σας