Απλός δεσμός

Στη χημεία, ένας απλός δεσμός είναι ένας χημικός δεσμός μεταξύ δύο ατόμων που περιλαμβάνουν δύο ηλεκτρόνια σθένους. Δηλαδή, τα άτομα μοιράζονται ένα ζεύγος ηλεκτρονίων όπου σχηματίζεται ο δεσμός. Επομένως, ένας απλός δεσμός είναι ένας τύπος ομοιοπολικού δεσμού. Όταν μοιράζονται, καθένα από τα δύο εμπλεκόμενα ηλεκτρόνια δεν είναι πλέον στην αποκλειστική κατοχή του τροχιακού από το οποίο προήλθε. Αντίθετα, και τα δύο ηλεκτρόνια περνούν χρόνο σε οποιοδήποτε από τα τροχιακά που επικαλύπτονται στη διαδικασία του δεσμού. Ως Ηλεκτρονιακή δομή κατά Λιούις, ένας απλός δεσμός συμβολίζεται ως AːA ή A-A, για τον οποίο το A αντιπροσωπεύει ένα στοιχείο. Στην πρώτη απόδοση, κάθε κουκκίδα αντιπροσωπεύει ένα κοινό ηλεκτρόνιο και στη δεύτερη απόδοση, η ράβδος αντιπροσωπεύει και τα δύο ηλεκτρόνια που μοιράζονται στον απλό δεσμό.
Ένας ομοιοπολικός δεσμός μπορεί επίσης να είναι ένας διπλός δεσμός ή ένας τριπλός δεσμός. Ένας απλός δεσμός είναι πιο αδύναμος από έναν διπλό ή έναν τριπλό δεσμό. Αυτή η διαφορά στη δύναμη μπορεί να εξηγηθεί με την εξέταση των συστατικών δεσμών από τους οποίους αποτελείται καθένας από αυτούς τους τύπους ομοιοπολικών δεσμών (Moore, Stanitski, and Jurs 393).
Συνήθως, ένας απλός δεσμός είναι ένας δεσμός σ. Εξαίρεση αποτελεί ο δεσμός στο διβόριο, που είναι ένας δεσμός π. Αντίθετα, ο διπλός δεσμός αποτελείται από έναν δεσμό σ και έναν δεσμό π και ένας τριπλός δεσμός αποτελείται από έναν δεσμό σ και δύο δεσμούς π (Moore, Stanitski και Jurs 396). Ο αριθμός των δεσμών των συστατικών είναι αυτός που καθορίζει τη διαφορά ισχύος. Είναι λογικό ότι ο απλός δεσμός είναι ο πιο αδύναμος από τους τρεις επειδή αποτελείται μόνο από έναν δεσμό σ και ο διπλός ή τριπλός δεσμός αποτελείται όχι μόνο από αυτόν τον τύπο συστατικού δεσμού αλλά και από τουλάχιστον έναν επιπλέον δεσμό.
Ο απλός δεσμός έχει την ικανότητα περιστροφής, μια ιδιότητα που δεν έχει ο διπλός ή ο τριπλός δεσμός. Η δομή των δεσμών π δεν επιτρέπει την περιστροφή (τουλάχιστον όχι στους 298 K), επομένως ο διπλός δεσμός και ο τριπλός δεσμός που περιέχουν δεσμούς π διατηρούνται λόγω αυτής της ιδιότητας. Ο δεσμός σ δεν είναι τόσο περιοριστικός και ο απλός δεσμός μπορεί να περιστρέφεται χρησιμοποιώντας τον δεσμό σ ως άξονα περιστροφής (Moore, Stanitski, and Jurs 396-397).
Μια άλλη σύγκριση ιδιοτήτων μπορεί να γίνει στο μήκος δεσμού. Οι απλοί δεσμοί είναι οι μακρύτεροι από τους τρεις τύπους ομοιοπολικών δεσμών καθώς η διατομική έλξη είναι μεγαλύτερη στους δύο άλλους τύπους, τον διπλό και τον τριπλό. Η αύξηση των συστατικών δεσμών είναι ο λόγος για αυτήν την αύξηση της έλξης καθώς περισσότερα ηλεκτρόνια μοιράζονται μεταξύ των συνδεδεμένων ατόμων (Moore, Stanitski, and Jurs 343).
Οι απλοί δεσμοί εμφανίζονται συχνά σε διατομικά μόρια. Παραδείγματα αυτής της χρήσης απλών δεσμών περιλαμβάνουν το H2, το F2 και το HCl.
Single bonds are also seen in molecules made up of more than two atoms. Examples of this use of single bonds include: Οι απλοί δεσμοί φαίνονται επίσης σε μόρια που αποτελούνται από περισσότερα από δύο άτομα. Παραδείγματα αυτής της χρήσης απλών δεσμών περιλαμβάνουν:
Και τους δύο δεσμούς στο H2O
Και τους τέσσερις δεσμούς στο CH4
Ο απλός δεσμός εμφανίζεται ακόμη και σε μόρια πολύπλοκα όσο οι υδρογονάνθρακες που είναι μεγαλύτερα από το μεθάνιο. Ο τύπος του ομοιοπολικού δεσμού στους υδρογονάνθρακες είναι εξαιρετικά σημαντικός στην ονοματολογία αυτών των μορίων. Οι υδρογονάνθρακες που περιέχουν μόνο απλούς δεσμούς αναφέρονται ως αλκάνια (Moore, Stanitski, and Jurs 334). Τα ονόματα συγκεκριμένων μορίων που ανήκουν σε αυτή την ομάδα τελειώνουν με το επίθημα -άνιο. Τα παραδείγματα περιλαμβάνουν τα αιθάνιο, Ισοπεντάνιο και κυκλοπεντάνιο (Moore, Stanitski, and Jurs 335).
 Δείτε επίσης 
Τάξη δεσμού
 Παραπομπές 

Κατηγορία:Χημικός δεσμός