Ατομο και ατομικοί δεσμοί

Η βασική μονάδα στις κρυσταλλικές δομές είναι το άτομο ή το ιόν. Το ιόν δεν είναι τίποτε άλλο παρά ένα άτομο που φέρει ηλεκτρικό φορτίο.
  • Κατιόν: άτομο που χάνει ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια π.χ. Ca2+.
  • Ανιόν: άτομο που δέχεται ένα ή περισσότερα ηλεκτρόνια π.χ.S2-.

Κάθε άτομο αποτελείται από ένα πολύ μικρό πυρήνα, θετικά φορτισμένο, που περιβάλλεται από μια ή περισσότερες στιβάδες ηλεκτρονίων και το όλο σύστημα ενεργεί σαν μια σφαίρα της οποίας η ακτίνα είναι της τάξεως του 1μm.

Οι δυνάμεις που συνδέουν τα άτομα ή τα ιόντα ή τις ιοντικές ομάδες μεταξύ τους σ' ένα κρυσταλλικό σώμα είναι ηλεκτροστατικής φύσεως. Παράγοντες που επηρεάζουν τον τρόπο σύνδεσης και τον τύπο του δεσμού των ατόμων είναι:

  • Ατομικός αριθμός.
  • Ηλεκτρονική διαμόρφωση.
  • Μέγεθος των συνδεομένων ατόμων.
  • Συνθήκες περιβάλλοντος όπως η πίεση και η θερμοκρασία.

Οι φυσικές και χημικές ιδιότητες των ορυκτών εξαρτώνται από τον τύπο και την ένταση των ηλεκτροστατικών δεσμών.

Ιδιότητες όπως η τηκτικότητα, η ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα, ο σχισμός, η σκληρότητα και ο συντελεστής θερμικής διαστολής είναι άμεσα συνδεδεμένες με τις δυνάμεις δεσμών. Γενικά, όσο πιο ισχυρός είναι ο δεσμός τόσο σκληρότερος είναι ο κρύσταλλος, τόσο υψηλότερο το σημείο τήξεως και τόσο μικρότερος ο συντελεστής θερμικής διαστολής.

Η πολύ μεγάλη σκληρότητα του διαμαντιού αποδίδεται στις πολύ ισχυρές ηλεκτροστατικές δυνάμεις που συνδέουν τα άτομα του άνθρακα που το συνιστούν σε αντίθεση με το γραφίτη (μικρή σκληρότητα εξαιτίας αδύνατων δεσμών). Οι τύποι δομής των ορυκτών περικλάστου (MgO) και αλίτη (ΝaCl) είναι παρόμοιοι, αλλά το περίκλαστο τήκεται στους 2800 οC ενώ ο αλίτης στους 801 οC. Το μεγαλύτερο ποσοστό θερμικής ενέργειας που απαιτείται για τη διάσπαση των ατόμων (τήξη) στο περίκλαστο δείχνει ότι στο ορυκτό αυτό οι ηλεκτροστατικής φύσεως δυνάμεις που συνδέουν τα συστατικά του, δηλαδή οι δεσμοί, είναι πολύ ισχυρότεροι σε σχέση με τον αλίτη.

Οι ηλεκτροστατικές αυτές δυνάμεις είναι χημικοί δεσμοί.
Ιοντικός ή ετεροπολικός δεσμός
Τα ιόντα σε ένα ιοντικό κρύσταλλο συγκρατούνται μεταξύ τους με ισχυρές ηλεκτροστατικές δυνάμεις και, όταν αναφερόμαστε στον ιοντικό ή ετεροπολικό δεσμό εννοούμε αυτές ακριβώς τις δυνάμεις που συγκρατούν μεταξύ τους θετικά και αρνητικά ιόντα, τα οποία σχηματίζονται με μεταφορά ηλεκτρονίων από άτομα μετάλλου σε άτομα αμετάλλου.

Σ' ένα κρύσταλλο NaCl, ο ιοντικός δεσμός μεταξύ Νa+ και Cl- μπορεί να περιγραφεί ως το αποτέλεσμα της ανταλλαγής ενός ηλεκτρονίου μεταξύ μετάλλου και αμετάλλου.

Ο ιοντικός δεσμός είναι αρκετά συνηθισμένος στις ανόργανες ενώσεις, και έ-τσι έχει μεγάλη σπουδαιότητα στη δομή των ορυκτών. Στην ουσία, όλα σχεδόν τα ορυκτά, εκτός των στοιχείων και των σουλφιδίων, είναι κυρίως ιοντικές ενώσεις. Οι ιοντικά συνδεδεμένοι κρύσταλλοι:

  • Είναι εύθραυστοι.
  • Η σκληρότητά τους κυμαίνεται, αλλά σε γενικές γραμμές είναι μέτρια.
  • Έχουν μέτριο ειδικό βάρος.
  • Έχουν αρκετά ψηλά σημεία τήξεως και ζέσεως.
  • Είναι κακοί αγωγοί της θερμότητας και του ηλεκτρισμού.
Ομοιοπολικός δεσμός
Δύο άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια στις εξωτερικές τους στιβάδες. Ύπαρξη δηλαδή κοινών ζευγών ηλεκτρονίων. Για παράδειγμα, τα άτομα του αερίου χλωρίου (Cl2) είναι πάντα συνδεδεμένα σε διατομικά μόρια. Κάθε άτομο χλωρίου έχει επτά ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στιβάδα και για να φθάσει στη σταθερή διαμόρφωση των οκτώ ηλεκτρονίων μοιράζεται ένα ηλεκτρόνιο με ένα άλλο άτομο, έχουμε, δηλαδή, κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων.

Ο τύπος αυτός δεσμού είναι αρκετά συνηθισμένος στις οργανικές ενώσεις. Στα ορυκτά είναι σχετικά σπάνιος. Το πιο τυπικό ίσως παράδειγμα μεταξύ των ορυκτών είναι το διαμάντι, στο οποίο κάθε άτομο άνθρακα περιβάλλεται από άλλα τέσσερα άτομα, το καθένα εκ των οποίων μοιράζεται ένα ηλεκτρόνιο με το κεντρικό άτομο άνθρακα. Ορυκτά με ομοιοπολικό δεσμό χαρακτηρίζονται:

  • Από μεγάλη σταθερότητα.
  • Πολύ ψηλά σημεία τήξεως και ζέσεως.
  • Είναι κακοί αγωγοί του ηλεκτρισμού.
Μεταλλικός δεσμός
Ο μεταλλικός δεσμός ερμηνεύεται με διάφορες θεωρίες επικρατέστερη των οποίων είναι η θεωρία των "ελεύθερων" ηλεκτρονίων. Τα ηλεκτρόνια δεν ανήκουν σε οποιοδήποτε άτομο αλλά στον κρύσταλλο ως σύνολο, σ' όλη την έκταση του οποίου κινούνται με μορφή ηλεκτρονικού νέφους.

Το κρυσταλλικό πλέγμα ενός μετάλλου χαρακτηρίζεται από μια κανονική διάταξη θετικώς φορτισμένων ατόμων (προέκυψαν από τα άτομα του μετάλλου μετά την απομάκρυνση των εξωτερικών ηλεκτρονίων) και από αποσπασθέντα ηλεκτρόνια διασκορπισμένα μεταξύ των ατόμων και κινούμενα ελεύθερα. Μεταξύ των θετικώς φορτισμένων ατόμων και των ελεύθερα κινουμένων ηλεκτρονίων δημιουργούνται δυνάμεις ηλεκτροστατικής φύσεως.

Η κινητικότητα αυτή των ηλεκτρονίων είναι υπεύθυνη για το χρώμα, τη λάμψη και την ψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα του μετάλλου.

Μεταξύ των ορυκτών, μεταλλικό δεσμό και μάλιστα καθαρό, δείχνουν τα αυτοφυή μέταλλα ενώ σε κάποια έκταση εμφανίζεται και σε μερικά σουλφίδια και αρσενίδια.
 
Δυνάμεις van der Waals
Ουδέτερα άτομα και μόρια τα οποία δεν έχουν διαθέσιμα ηλεκτρόνια σθένους προς δημιουργία ιοντικού, ομοιοπολικού ή μεταλλικού δεσμού δείχνουν μια ασθενή έλξη το ένα για το άλλο όταν βρεθούν πολύ κοντά. Η ασθενής αυτή ελκτική δύναμη ονομάζεται δεσμός Van der Waals και οφείλεται σε "στιγμιαίες" μετατοπίσεις των ηλεκτρονίων και των πυρήνων σε αντίθετα άκρα των ατόμων, που έχουν ως αποτέλεσμα το σχηματισμό διπόλων.

Οι δυνάμεις van der Waals συμμετέχουν ελάχιστα στους δεσμούς των ιοντικών και ομοιοπολικών κρυστάλλων αλλά παίζουν σημαντικό ρόλο στις οργανικές ενώσεις. Οι δεσμοί που σχηματίζονται από τις δυνάμεις αυτές είναι πολύ ασθενείς και αυτό φαίνεται από τα χαμηλά σημεία τήξεως και τη μικρή σκληρότητα των ουσιών που τα δομικά τους στοιχεία συνδέονται με δυνάμεις van der Waals. Οταν ο δεσμός van der Waals εμφανίζεται σε ορυκτά, πράγμα που συμβαίνει σχετικά σπάνια, καθορίζει ζώνες σχισμού και μικρής σκληρότητας.

Ως παράδειγμα αναφέρεται ο γραφίτης (C), στον οποίο τα άτομα του άνθρακα συνδέονται μεταξύ τους με ομοιοπολικό δεσμό σχηματίζοντας παράλληλα φύλλα. Τα φύλλα αυτά συνδέονται μεταξύ τους με ασθενείς δυνάμεις που δεν είναι τίποτε άλλο παρά δυνάμεις van der Waals. Ο πολύ τέλειος σχισμός και η μαλακότητα του γραφίτη δικαιολογούνται με την ύπαρξη των δυνάμεων αυτών.
 
Δεσμός υδρογόνου
Όταν ένα υδρογόνο συνδέεται με ένα ισχυρά ηλεκτραρνητικό στοιχείο όπως π.χ. το F ή το O, το μοναδικό του ηλεκτρόνιο θα περιοριστεί σε μια ηλεκτρονική τροχιά του F ή του O. Το πρωτόνιο του στη συνέχεια μπορεί να ελκύσει άλλα αρνητικά φορτία σχηματίζοντας έτσι δεσμούς γνωστούς ως δεσμούς υδρογόνου. Το είδος αυτό του δεσμού είναι συχνό σε ορυκτά που έχουν στη σύστασή τους υδροξύλιο, όπως είναι οι μαρμαρυγίες και οι αμφίβολοι, και είναι ισχυρότερο του δεσμού van der Waals.
 
Ομοσύνδετοι και ετεροσύνδετοι κρύσταλλοι
Οι δεσμοί σε ένα κρύσταλλο μπορεί να είναι του ίδιου τύπου οπότε οι κρύσταλλοι ονομάζονται ομοδεσμικοί ή ομοσύνδετοι κρύσταλλοι π.χ. ο αλίτης (ιοντικός δεσμός), το διαμάντι και ο σφαλερίτης (ομοιοπολικός δεσμός), τα ευγενή αέρια (van der Waals).

Σε αντίθεση με τους ομοδεσμικούς υπάρχουν κρύσταλλοι στους οποίους η σύνδεση των δομικών μονάδων μπορεί να γίνεται με περισσότερους από ένα δεσμούς. Οι κρύσταλλοι αυτοί ονομάζονται ετεροδεσμικοί ή ετεροσύνδετοι κρύσταλλοι. Π.χ.

  • Οι δεσμοί Si-O στο SiO2 δείχνουν χαρακτηριστικά, σχεδόν σε ίδια ποσοστά, τόσο του ιοντικού όσο και του ομοιοπολικού δεσμού.
  • Ο γαληνίτης (PbS) δείχνει χαρακτηριστικά μεταλλικού δεσμού, εκφραζόμενα με την καλή ηλεκτρική αγωγιμότητα και μερικά χαρακτηριστικά ιοντικού δεσμού, όπως φαίνεται από τον τέλειο σχισμό και την ευθραυστότητα.
  • Οι μαρμαρυγίες περιέχουν δύο ή περισσότερους τύπων δεσμών διαφορετικού χαρακτήρα και έντασης.
  • Πολλά κράματα μετάλλων, όπου εκτός του μεταλλικού υπάρχουν και χαρακτήρες ομοιοπολικού δεσμού.
  • Αλογονίδια αργύρου και αρκετά σουλφίδια μετάλλων τα οποία παρουσιάζουν σημαντικό ποσοστό χαρακτήρα ομοιοπολικού δεσμού παράλληλα με τον ιοντικό τους δεσμό.

Οι δεσμοί σ' ένα ετεροδεσμικό κρύσταλλο δεν είναι διακριτοί μεταξύ τους αλλά αποτελούν συντονισμό μεταξύ τους. Στην περίπτωση π.χ. του ομοιοπολικού και του ιοντικού δεσμού, ο δεσμός που συνδέει τις δομικές μονάδες αποτελεί μια ενδιάμεση κατάσταση μεταξύ των δεσμών ιοντικού και ομοιοπολικού.

Το ποσοστό του κάθε δεσμού εξαρτάται από την ηλεκτραρνητικότητα των στοιχείων, όπως αυτή καθορίστηκε από τον L. Pauling (ηλεκτραρνητικότητα είναι το μέτρο της ικανότητας ενός ατόμου να έλκει ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στοιβάδα, να σχηματίζει δηλαδή ιόντα). Όσο πιο μεγάλη είναι η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ δύο στοιχείων σε μια ένωση τόσο μεγαλύτερο είναι το ποσοστό του ιοντικού δεσμού μεταξύ τους.