Δεσμός σ
Οι δεσμοί σ, στη χημεία, είναι ο ισχυρότερος τύπος ομοιοπολικού δεσμού[1]. Σχηματίζονται με «μετωπική αλληλεπικάλυψη» μεταξύ ατομικών τροχιακών (Atomic Orbital: AO). Οι σ δεσμοί ορίζονται πιο καθάρά για διατομικά μόρια, χρησιμοποιώντας την ορολογία και τα εργαλεία της συμμετρίας ομάδων. Σε αυτήν τη τυπική προσέγγιση, ένας δεσμός σ είναι συμμετρικός επιτρέποντας την περιστροφή γύρω από το δεσμικό του άξονα. Σύμφωνα με αυτόν τον ορισμό, οι συνηθισμένες μ��ρφές των δεσμών σ είναι s + s, pz + pz, s + pz και dz2 + dz2 (όπου ο άξονας z ορίστηκε ως ο δεσμικός άξονας)[2]. Η κβαντική θεωρία υποδεικνύει ότι τα μοριακά τροχιακά (Molecular Orbital: MO) της ταυτόσημης συμμετρίας ουσιαστικά αναμιγνύονται. Ως μια πρακτική συνέπεια αυτής της μίξης των διατομικών μορίων, αναμιγνύονται οι κυματοσυναρτήσεις των μοριακών τροχιακών s + s και pz + pz. Η επέκταση αυτής της μίξης εξαρτάται από τις σχετικές ενέργειες των παρόμοιας συμμετρίας μοριακών τροχιακών.
Για ομοδιατομικά μόρια[3], τα τροχιακά των δεσμών σ δεν έχουν δεσμικά διαγράμματα στα οποία η κυματοσυνάρτηση παίρνει την τιμή 0, ούτε μεταξύ των δυο συνδεμένων ατόμων ούτε περνώντας διαμέσου των συνδεμένων ατόμων. Το συζυγές αντιδεσμικό τροχιακό σ*, ορίζεται από την παρουσία ενός δεσμικού επιπέδου ανάμεσα στα δυο συνδεμένα άτομα.
Οι δεσμοί σ είναι ο ισχυρότερος τύπος ομοιοπολικού δεσμού χάρη στην απευθείας επικάλυψη των τροχιακών, και τα ηλεκτρόνια που συνεισφέρονται για τη δημιουργία αυτών των δεσμών σ συχνά αναφέρονται ως «ηλεκτρόνια σ»[4].
Το σύμβολο σ προέρχεται από το ελληνικό γράμμα «σ», γιατί όταν βλέπεται προς τα κάτω σε σχέση με το δεσμικό του άξονα, ένα μοριακό τροχιακό σ έχει κυκλική συμμετρία, οπότε μοιάζει με το ατομικό τροχιακό s.
Σε πολυατομικές ενώσεις
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Οι πολυατομικές ενώσεις σχηματίζονται με απευθείας επικάλυψη ατομικών τροχιακών. Η έννοια των δεσμών σ επεκτείνεται για να περιγράψει τις δεσμικές αλληλεπιδράσεις που περιλαμβάνουν επικαλύψεις ενός απλού λοβού του ενός τροχιακού με τον απλό λοβό ενός άλλου. Για παράδειγμα, το προπάνιο περιγράφεται αποτελούμενο ��πό 10 δεσμούς σ, από ένα για τον καθένα από τους 2 δεσμούς C-C, και από ένα για τον καθένα από τους 8 δεσμούς C-H που το μόριο αυτό περιέχει. Όπως είναι φανερό η έννοια των δεσμών σ είναι ισχυρή και γι' αυτό διάχυτη στη χημεία.
Σε πολύπλοκα συνδεμένα χημικά είδη
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Οι ενώσεις που περιλαμβάνουν πολύπλοκους δεσμούς, όπως για είναι τα σύμπλοκα διυδρογόνου (dihydrogen complexes), έχουν δεσμούς σ μεταξύ πολύπλοκα συνδεμένων ατόμων. Αυτοί οι δεσμοί σ, όμως, μπορεί να συμπληρώνονται από άλλες αλληλεπιδράσεις, όπως από δεσμούς επιστροφής π (π-back donation bonds), όπως για παράδειγμα στην περίπτωση της ένωσης W(CO)3(PCy3)2(H2) [με συστηματική ονομασία: δι(τρικυκλοεξυλοφωσφινο)διυδρογονοτρικαρβονυλοβολφράμιο][5], ή ακόμη και δεσμούς δ, όπως για παράδειγμα στην περίπτωση του Cr2(CH3COO)4(H2O)2 (με συστηματική ονομασία: διυδροτετραιθανικό διχρώμιο)[6].
Σε οργανικά μόρια
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Τα οργανικά μόρια αντιστοιχούν συχνά σε κυκλικές ενώσεις, δηλαδή ενώσεις που περιέχουν έναν ή περισσότερους δακτύλιους, όπως το βενζόλιο, και συχνά αποτελούνται από πολλούς δεσμούς σ και ίσως μαζί με δεσμούς π. Σύμφωνα με τον κανόνα των δεσμών σ, «ο αριθμός των δεσμών σ ενός μοριου είναι ίσος με τον αριθμό των ατόμων του, συν τον αριθμό των δακτυλίων του, πλην 1.». Δηλαδή:
Όπου Nσ ο αριθμός των δεσμών σ της ένωσης, Nατ ο αριθμός των ατόμων της ένωσης και Nδ ο αριθμός των δακτυλίων της ένωσης.
Σε ένα μόριο χωρίς δακτυλίους είναι βέβαια Nδ = 0. Έτσι για παράδειγμα το (δι)υδρογόνο (H2) έχει μόνο 1 δεσμό σ (2 άτομα - 1 = 1) και η αμμωνία (NH3) έχει 3 δεσμούς σ (= 4 άτομα - 1).
Μόρια με δακτυλίους έχουν επιπλέον δεσμούς σ, γι' αυτό και προστίθεται ο Nδ. Έτσι, για παράδειγμα το βενζόλιο (C6H6) έχει 12 δεσμούς σ (= 12 άτομα + 1 δακτυλιος - 1) και το μόριο του ανθρακένιου (C14H10) που έχει 3 δακτυλίους, ο κανόνας δίνει σωστά 26 δεσμούς σ (= 24 άτομα + 3 δακτύλιοι - 1). Πιο συγκεκριμένα περιέχει 16 δεσμούς σ C-C και 10 δεσμούς σ C-H.
Δείτε ακόμη
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Εξωτερικοί σύνδεσμοι
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]Αναφορές και σημειώσεις
[Επεξεργασία | επεξεργασία κώδικα]- ↑ Moore, John; Stanitski, Conrad L.; Jurs, Peter C. Principles of Chemistry: The Molecular Science.
- ↑ Clayden, Jonathan; Greeves, Nick; Warren, Stuart (March 2012) [2002]. Organic Chemistry (2nd ed.). Oxford: OUP Oxford. pp. 101–136. ISBN 978-0199270293.
- ↑ Διατομικά μόρια μεταξύ όμοιων ατόμων, π.χ. Η - H.
- ↑ Keeler, James; Wothers, Peter (May 2008). Chemical Structure and Reactivity (1st ed.). Oxford: OUP Oxford. pp. 27–46. ISBN 978-0199289301.
- ↑ Όπου Cy κυκλοεξύλιο (C6H11)
- ↑ Kubas, Gregory (2002). "Metal Dihydrogen and σ-Bond Complexes: Structure, Theory, and Reactivity". JCAS 14: 3799–3800. doi:10.1021/ja0153417.
| ||||||||||||||||||||||||||||||||||||||