Μακριά από τον τελευταίο ρόλο στο χημικό επίπεδο της οργάνωσης του κόσμου παίζει η μέθοδος σύνδεσης των δομικών σωματιδίων, η διασύνδεση. Η συντριπτική πλειοψηφία των απλών ουσιών, δηλαδή των μη μετάλλων, έχουν ομοιοπολικό μη πολικό τύπο δεσμού, με εξαίρεση τα αδρανή αέρια. Τα μέταλλα στην καθαρή τους μορφή έχουν έναν ιδιαίτερο τρόπο σύνδεσης, ο οποίος πραγματοποιείται μέσω της κοινωνικοποίησης των ελεύθερων ηλεκτρονίων στο κρυσταλλικό πλέγμα.
Όλες οι σύνθετες ουσίες (εκτός από ορισμένες οργανικές) έχουν ομοιοπολικούς πολικούς χημικούς δεσμούς. Οι τύποι και τα παραδείγματα αυτών των ενώσεων θα συζητηθούν παρακάτω. Στο μεταξύ, είναι απαραίτητο να βρούμε ποιο χαρακτηριστικό του ατόμου επηρεάζει την πόλωση του δεσμού.
Ηλεκτραρνητικότητα
Τα άτομα, ή μάλλον οι πυρήνες τους (οι οποίοι, όπως γνωρίζουμε, είναι θετικά φορτισμένοι), έχουν την ικανότητα να προσελκύουν και να συγκρατούν την πυκνότητα των ηλεκτρονίων, ιδιαίτερα κατά το σχηματισμό ενός χημικού δεσμού. Αυτή η ιδιότητα ονομάστηκε ηλεκτραρνητικότητα. Στον περιοδικό πίνακα, η αξία του αυξάνεται σε περιόδους και κύριες υποομάδες στοιχείων. Η τιμή της ηλεκτραρνητικότητας δεν είναι πάντα σταθερή και μπορεί να αλλάξει, για παράδειγμα, όταν αλλάζει ο τύπος υβριδισμού πουατομικά τροχιακά.
Χημικοί δεσμοί, οι τύποι και τα παραδείγματα των οποίων θα αναφερθούν παρακάτω, ή μάλλον, ο εντοπισμός ή η μερική μετατόπιση αυτών των δεσμών σε έναν από τους συμμετέχοντες στη δέσμευση, εξηγείται ακριβώς από το ηλεκτραρνητικό χαρακτηριστικό ενός ή άλλου στοιχείου. Η μετατόπιση συμβαίνει στο άτομο για το οποίο είναι ισχυρότερο.
Ομοιοπολικός μη πολικός δεσμός
Ο "τύπος" ενός ομοιοπολικού μη πολικού δεσμού είναι απλός - δύο άτομα της ίδιας φύσης ενώνουν τα ηλεκτρόνια των φλοιών σθένους τους σε ένα κοινό ζεύγος. Ένα τέτοιο ζευγάρι ονομάζεται κοινόχρηστο επειδή ανήκει εξίσου και στους δύο συμμετέχοντες στο δέσιμο. Είναι χάρη στην κοινωνικοποίηση της πυκνότητας ηλεκτρονίων με τη μορφή ενός ζεύγους ηλεκτρονίων που τα άτομα περνούν σε μια πιο σταθερή κατάσταση, καθώς ολοκληρώνουν το εξωτερικό ηλεκτρονικό τους επίπεδο, και η «οκτάδα» (ή «διπλό» στην περίπτωση μια απλή υδρογόνο ουσία H2, έχει ένα μοναδικό s-τροχιακό, το οποίο απαιτεί δύο ηλεκτρόνια για να ολοκληρωθεί) είναι η κατάσταση του εξωτερικού επιπέδου στο οποίο φθάνουν όλα τα άτομα, αφού η πλήρωσή του αντιστοιχεί σε η κατάσταση με την ελάχιστη ενέργεια.
Ένα παράδειγμα μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού υπάρχει στην ανόργανη και, όσο περίεργο κι αν ακούγεται, αλλά και στην οργανική χημεία. Αυτός ο τύπος δεσμού είναι εγγενής σε όλες τις απλές ουσίες - μη μέταλλα, εκτός από τα ευγενή αέρια, καθώς το επίπεδο σθένους ενός ατόμου αδρανούς αερίου έχει ήδη ολοκληρωθεί και έχει μια οκτάδα ηλεκτρονίων, πράγμα που σημαίνει ότι ο δεσμός με ένα παρόμοιο δεν κάνει νόημα για αυτό και είναι ακόμη λιγότερο ενεργειακά ωφέλιμο. Στα οργανικά, η μη πολικότητα εμφανίζεται σε μεμονωμένα μόριαμια ορισμένη δομή και είναι υπό όρους.
Ομοιοπολικός πολικός δεσμός
Ένα παράδειγμα μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού περιορίζεται σε λίγα μόρια μιας απλής ουσίας, ενώ οι διπολικές ενώσεις στις οποίες η πυκνότητα των ηλεκτρονίων μετατοπίζεται εν μέρει προς ένα πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο αποτελούν τη συντριπτική πλειοψηφία. Οποιοσδήποτε συνδυασμός ατόμων με διαφορετικές τιμές ηλεκτραρνητικότητας δίνει έναν πολικό δεσμό. Συγκεκριμένα, οι δεσμοί στα οργανικά είναι ομοιοπολικοί πολικοί δεσμοί. Μερικές φορές τα ιοντικά, ανόργανα οξείδια είναι επίσης πολικά και στα άλατα και τα οξέα κυριαρχεί ο ιοντικός τύπος δέσμευσης.
Ως ακραία περίπτωση πολικής δέσμευσης, ο ιονικός τύπος των ενώσεων θεωρείται μερικές φορές. Εάν η ηλεκτραρνητικότητα ενός από τα στοιχεία είναι σημαντικά υψηλότερη από αυτή του άλλου, το ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπίζεται πλήρως από το κέντρο του δεσμού σε αυτό. Έτσι γίνεται ο διαχωρισμός σε ιόντα. Αυτός που παίρνει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων μετατρέπεται σε ανιόν και παίρνει αρνητικό φορτίο, και αυτός που χάνει ένα ηλεκτρόνιο μετατρέπεται σε κατιόν και γίνεται θετικός.
Παραδείγματα ανόργανων ουσιών με τύπο ομοιοπολικού μη πολικού δεσμού
Οι ουσίες με ομοιοπολικό μη πολικό δεσμό είναι, για παράδειγμα, όλα τα δυαδικά μόρια αερίου: υδρογόνο (H - H), οξυγόνο (O=O), άζωτο (στο μόριο του 2 άτομα συνδέονται με έναν τριπλό δεσμό (N ≡ N)); υγρά και στερεά: χλώριο (Cl - Cl), φθόριο (F - F), βρώμιο (Br - Br), ιώδιο (I - I). Καθώς και σύνθετες ουσίες που αποτελούνται από άτομα διαφορετικών στοιχείων, αλλά με τα ίδιατιμή ηλεκτραρνητικότητας, για παράδειγμα, υδρίδιο του φωσφόρου - pH3.
Οργανικά και μη πολικά δεσμευτικά
Είναι σαφές ότι όλη η οργανική ύλη είναι πολύπλοκη. Τίθεται το ερώτημα, πώς μπορεί να υπάρχει μη πολικός δεσμός σε μια σύνθετη ουσία; Η απάντηση είναι αρκετά απλή αν σκεφτείς λίγο λογικά. Εάν οι τιμές ηλεκτραρνητικότητας των συζευγμένων στοιχείων διαφέρουν ασήμαντα και δεν δημιουργούν διπολική ροπή στην ένωση, ένας τέτοιος δεσμός μπορεί να θεωρηθεί μη πολικός. Αυτή είναι ακριβώς η κατάσταση με τον άνθρακα και το υδρογόνο: όλοι οι δεσμοί C-H στα οργανικά θεωρούνται μη πολικοί.
Ένα παράδειγμα μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού είναι ένα μόριο μεθανίου, της απλούστερης οργανικής ένωσης. Αποτελείται από ένα άτομο άνθρακα, το οποίο, σύμφωνα με το σθένος του, συνδέεται με απλούς δεσμούς με τέσσερα άτομα υδρογόνου. Στην πραγματικότητα, το μόριο δεν είναι δίπολο, αφού δεν υπάρχει εντοπισμός φορτίων σε αυτό, σε κάποιο βαθμό λόγω της τετραεδρικής δομής. Η πυκνότητα των ηλεκτρονίων είναι ομοιόμορφα κατανεμημένη.
Ένα παράδειγμα μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού υπάρχει σε πιο πολύπλοκες οργανικές ενώσεις. Πραγματοποιείται λόγω των μεσομερικών επιδράσεων, δηλαδή της διαδοχικής απόσυρσης της πυκνότητας ηλεκτρονίων, η οποία εξασθενεί γρήγορα κατά μήκος της ανθρακικής αλυσίδας. Έτσι, στο μόριο εξαχλωροαιθανίου, ο δεσμός C-C είναι μη πολικός λόγω της ομοιόμορφης έλξης της πυκνότητας των ηλεκτρονίων κατά έξι άτομα χλωρίου.
Άλλοι τύποι συνδέσμων
Εκτός από τον ομοιοπολικό δεσμό, ο οποίος, παρεμπιπτόντως, μπορεί επίσης να πραγματοποιηθεί σύμφωνα με τον μηχανισμό δότη-δέκτη, υπάρχουν ιοντικοί, μεταλλικοί καιδεσμούς υδρογόνου. Συνοπτικά χαρακτηριστικά των δύο προτελευταίων παρουσιάζονται παραπάνω.
Ο δεσμός υδρογόνου είναι μια διαμοριακή ηλεκτροστατική αλληλεπίδραση που παρατηρείται εάν το μόριο έχει άτομο υδρογόνου και οποιοδήποτε άλλο άτομο έχει μη κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων. Αυτός ο τύπος δεσμού είναι πολύ πιο αδύναμος από τους άλλους, αλλά λόγω του γεγονότος ότι πολλοί από αυτούς τους δεσμούς μπορούν να σχηματιστούν στην ουσία, συμβάλλει σημαντικά στις ιδιότητες της ένωσης.
