elgavrilis's blog

ΜΕΡΙΚΟΙ ΑΠΟ ΤΟΥΣ ΚΥΡΙΟΤΕΡΟΥΣ ΣΤΑΘΜΟΥΣ ΤΗΣ ΕΞΕΛΙΞΗΣ ΤΗΣ ΕΠΙΣΤΗΜΗΣ ΤΗΣ ΧΗΜΕΙΑΣ

Οι πρωτεΐνες παίζουν σημαντικό ρόλο σε όλες τις βιολογικές διεργασίες. Σχεδόν όλοι οι καταλύτες στα βιολογικά συστήματα είναι πρωτεΐνες που ονομάζονται ένζυμα. Επομένως οι πρωτεΐνες καθορίζουν το σκηνικό των χημικών μετασχηματισμών στα κύτταρα. Οι πρωτεΐνες επιτελούν μια μεγάλη ποικιλία άλλων λειτουργιών, όπως μεταφορά και αποθήκευση ουσιών, κατεύθυνση της κίνησης, μηχανική υποστήριξη, ανοσολογική προστασία, διεγερσιμότητα των κυττάρων, ολοκλήρωση του μεταβολισμού και ελέγχου της ανάπτυξης και διαφοροποίησης.

Εικόνα Δεξιά: Φωτομικρογραφία κρυστάλλου εξοκινάσης, ένα ένζυμο κλειδί στη χρησιμοποίηση της γλυκόζης.

Οι βασικές δομικές μονάδες των πρωτεϊνών είναι τα αμινοξέα. Όλες οι πρωτεΐνες όλων των ειδών, από τα βακτήρια μέχρι τους ανθρώπους, αποτελούνται από το ίδιο σύνολο των είκοσι αμινοξέων. Οι πλευρικές αλυσίδες αυτών των δομικών μονάδων διαφέρουν σε μέγεθος, σχήμα, φορτίο, δυνατότητα σχηματισμού δεσμού υδρογόνου και χημική δραστικότητα. Τα αμινοξέα  χωρίζονται σε ομάδες ως εξής: 1) Αλειφατικές πλευρικές αλυσίδες – γλυκίνη, αλανίνη, βαλίνη, λευκίνη, ισολευκίνη και προλίνη. 2) Υδροξυλικές αλειφατικές πλευρικές αλυσίδες – σερίνη και θρεονίνη. 3) Αρωματικές πλευρικές αλυσίδες – φαινυλαλανίνη, τυροσύνη, τρυπτοφάνη. 4) Βασικές πλευρικές αλυσίδες – λυσίνη, αργινίνη, ιστιδίνη. 5) Όξινες πλευρικές αλυσίδες – ασπαραγινικό και γλουταμινικό. 6) Αμιδικές πλευρικές αλυσίδες – ασπαραγίνη και γλουταμίνη και 7) Θειούχες πλευρικές αλυσίδες – κυστεΐνη και μεθειονίνη.

Πολλά αμινοξέα μαζί, συνήθως περισσότερα από εκατό, ενώνονται με πεπτιδικούς δεσμούς για να φτιάξουν μια πολυπεπτιδική αλυσίδα. Ένας πεπτιδικός δεσμός ενώνει την α-καρβοξυλική ομάδα ενός αμινοξέος και την α-αμινομάδα του επομένου. Διασυνδέσεις δισουλφιδίων μπορούν να σχηματιστούν από κυστεΐνες. Πολλές πρωτεΐνες τροποποιούνται ομοιοπολικά και διασπώνται μετά τη σύνθεσή τους. Οι πρωτεΐνες έχουν μοναδική αλληλουχία αμινοξέων που καθορίζεται γενετικά. Αυτό που είναι ουσιαστικό για τη βιολογική λειτουργία μιας πρωτεΐνης είναι η στερεοδιάταξή της, που είναι η τρισδιάστατη διάταξη των ατόμων του μορίου. Γνωρίζουμε τρεις επαναλαμβανόμενες διαμορφώσεις πολυπεπτιδικών αλυσίδων: την α-έλικα, τη β-πτυχωτή επιφάνεια και την έλικα του κολλαγόνου. Τμήματα α-έλικας και β-πτυχωτής επιφάνειας βρίσκονται σε πολλές πρωτεΐνες όπως και οι β-στροφές φουρκέτας. Μια πολύ σημαντική αρχή είναι ότι η αλληλουχία σε αμινοξέα μιας πρωτεΐνης καθορίζει την τρισδιάστατη δομή, όπως πρωτοανακαλύφθηκε για τη ριβονουκλεάση. Ανηγμένη αποδιαταγμένη ριβονουκλεάση δημιουργεί αυτομάτως τους σωστούς δισουλφιδικούς δεσμούς και επανακτά ενζυμική δραστικότητα όταν οξειδώνεται από τον αέρα, αφού απομακρυνθεί η μερκαπτοαιθανόλη και η ουρία. Οι πρωτεΐνες αναδιπλώνονται με τη συνένωση μικρών πολυπεπτιδικών τμημάτων που μεταβατικά εμφανίζονται με μορφές α-έλικας ή β-πτυχωτής επιφάνειας. Η τάση των υδρόφοβων τμημάτων να απομακρυνθούν από το νερό κατευθύνει την αναδίπλωση των διαλυτών πρωτεϊνών. Οι πρωτεΐνες σταθεροποιούνται από πολλούς δεσμούς υδρογόνου και δεσμούς Van der Waals, καθώς και από υδρόφοβες αλληλεπιδράσεις.

Οι πρωτεΐνες είναι μια μοναδική τάξη μακρομορίων η οποία μπορεί να αναγνωρίζει και να αντιδρά ειδικά με μια μεγάλη ποικιλία μορίων. Το ρεπερτόριο των είκοσι πλευρικών αλυσίδων επιτρέπει στις πρωτεΐνες να αναδιπλώνονται σε συγκεκριμένες δομές και να σχηματίζουν συμπληρωματικές επιφάνειες και κοιλότητες. Η καταλυτική ισχύς των ενζύμων προέρχεται από την ικανότητά τους να δεσμεύουν υποστρώματα με ακριβείς προσανατολισμούς και να σταθεροποιούν ενδιάμεσες καταστάσεις κατά τον σχηματισμό και τη διάσπαση χημικών δεσμών. Οι αλλαγές στη στερεοδιάταξη που μεταδίδονται σε μακρινές θέσεις των πρωτεϊνικών μορίων είναι η κύρια αιτία της δυνατότητας των πρωτεϊνών να μεταγάγουν ενέργεια και πληροφορίες.

ΑΣΚΗΣΕΙΣ – ΠΡΟΒΛΗΜΑΤΑ

1. Υποθέτουμε ότι τα αμινοξέα (οι δομικές μονάδες των πρωτεϊνών) μπορούν να αναπαρασταθούν με σφαίρες που έχουν ακτίνα 3 Angstrom (3 A⁰). Αν διαθέτουμε μια σφαιρική πρωτεΐνη ακτίνας 2 mm τότε υπολογίστε – απαντήστε στα παρακάτω:

(α) Περίπου πόσα αμινοξέα θα υπάρχουν και θα συγκροτούν μια σφαιρική πρωτεΐνη ακτίνας 2 nm;  [Απ: 300].

(β). Εάν η πρωτεΐνη της προηγούμενης ερώτησης εκτεινόταν, ώστε τα αμινοξέα να βρίσκονταν σε γραμμική αλληλουχία, ποιο θα ήταν το μήκος της πρωτεΐνης σε nm; [Απ: 180 nm].

(γ). Η εκτεταμένη πρωτεΐνη της προηγούμενης ερώτησης μπορεί να γίνει ορατή στο οπτικό μικροσκόπιο (ΟΜ); [Απ: Όχι διότι το διακριτικό όριο στο ΟΜ είναι 200 nm = 2000 A⁰].

(γ). Η εκτεταμένη πρωτεΐνη της προηγούμενης ερώτησης μπορεί να γίνει ορατή στο ηλεκτρονικό μικροσκόπιο (ΗΜ); [Απ: Θεωρητικά ναι διότι η ανάλυση του ΗΜ είναι στην τάξη των nm].

2. Το σχήμα ενός ερυθρού αιμοσφαιρίου (RBC) μπορεί να προσεγγιστεί σαν ένας κυλινδρικός δίσκος διαμέτρου 7 μm και πάχους 3 μm. Αν η πυκνότητα ενός RBC είναι d = 1,30 g/ml ποια είναι περίπου η μάζα ενός RBC;

[Απ: 1,5 x 10^-10 g].

3. Πόσος χρόνος απαιτείται ώστε 1 picomole ενζύμου Ε να μετατρέψει 1 micromole υποστρώματος S σε προϊόν P, εάν ο αριθμός μετατροπής του ενζύμου είναι 1 ms^-1 (1 per millisecond). (Αριθμός μετατροπής ενός ενζύμου, είναι ο χρόνος που απαιτείται ώστε ένα μόριο του ενζύμου E να μετατρέψει σε προϊόν P ένα μόριο υποστρώματος S με βάση την εξίσωση:  E + S ⇔ ES ⇒ E + P).

[Απ: 1000 second].

4. Εκτιμήστε πόσος χρόνος απαιτείται για να συγκροτηθεί – δημιουργηθεί ένας ιός ό οποίος έχει μολύνει ένα βακτήριο.

[Απ: Πρέπει να είναι μεγαλύτερος από το χρόνο που απαιτείται για τη σύνθεση μιας τυπικής πρωτεΐνης, και μικρότερος από το χρόνο διπλασιασμού ενός βακτηρίου δηλαδή μεταξύ 10 second και 20-30 mimutes].

5. Τα φωτόνια της υπεριώδους ακτινοβολίας έχουν ενέργεια περίπου 100 Kcal/mole και είναι γνωστό ότι είναι επιβλαβής για τους ιστούς. Εξηγήστε το γιατί;

[Απ: Η ενέργεια αυτή είναι στο επίπεδο ισχύος των ομοιοπολικών δεσμών (≈ 80 Kcal/mole) άρα μπορεί να διασπάσει τους δεσμούς των βιολογικών μακρομορίων].

6. Μετατρέψτε σε Joules τη χρήσιμη (ελεύθερη) ενέργεια των 12 Kcal/mole που αποδίδεται από 1 mole ATP σε τυπικές κυτταρικές συνθήκες με βάση την αντίδραση ATP + H₂O ⇔ ADP + Pi

[Απ: 50,16 KJ/mole].

7. Η τροπομυοσύνη, μια πρωτεΐνη των μυών, έχει μάζα 70 kd και διαμόρφωση δύο α-ελίκων, υπερελικωμένων μεταξύ τους. Ποιο είναι το μήκος του μορίου;

Δίδονται 110 da/αμινοξύ και 1,5 A⁰ /αμινοξύ.

[Απ: 477 A⁰ (317 κατάλοιπα/αλυσίδα x 1,5 A⁰/κατάλοιπο).

8. Η πολυ-L-λευκίνη (poly-L-Leu) είναι α-έλικα σε οργανικό διαλύτη όπως το διοξάνιο, ενώ η πολυ-L-ισολευκίνη (poly-L-Ile) δεν είναι. Γιατί αυτά τα δύο μόρια έχουν διαφορετικές τάσεις δημιουργίας έλικας ενώ έχουν τον ίδιο αριθμό και είδη ατόμων;

[Απ: Η μεθυλομάδα που συνδέεται στον β-άνθρακα της Ile παρεμποδίζει το σχηματισμό της δομής της α-έλικας. Στη Leu αυτή η μεθυλομάδα συνδέεται στον γ-άνθρακα που είναι πιο μακρυά από την κύρια αλυσίδα και συνεπώς δεν παρεμποδίζει τον σχηματισμό της α-έλικας].

9. Ο όγκος ενός ερυθρού αιμοσφαιρίου (RBC) είναι περίπου 1,15 x 10^-10 cm³ ή 1,15 x 10^-16 m³ (Ασκ 2). Ένα μόριο αιμοσφαιρίνης έχει διάμετρο 65 Α⁰.

(α) Αν ένα RBC ήταν γεμάτο με μόρια αιμοσφαιρίνης πόσα μόρια θα χωρούσε το κύτταρο αυτό;

[Απ: 8 x 10⁸ μόρια/RBC]

(β)  και η σχετική μοριακή μάζα της αιμοσφαιρίνης M_r = 65000, εκτιμήστε τη μάζα ενός RBC, που είναι πλήρες με μόρια αιμοσφαιρίνης.

[Απ: 8 x 10^-11 g]

(γ) Αν δίδεται ότι η μέση μάζα ενός RBC είναι 1,5 x 10^-10 g,  Υπολογίστε τον αριθμό μορίων της αιμοσφαιρίνης σε ένα RBC, υποθέτοντας ότι το 80 % της μάζας του κυττάρου οφείλεται στην αιμοσφαιρίνη.

[Απ: 1,1 x 10⁹ μόρια].

Οι χαρακτηριστικές  ιδιότητες της ακτινοβολίας με μήκη κύματος μεγαλύτερα του ορατού, οι μέθοδοι ανίχνευσης και μέτρησής της, και μερικές εφαρμογές:

ΕΙΣΑΓΩΓΗ

Ο επονομαζόμενος “Μηδενικός Νόμος της Θερμοδυναμικής” ή “Αρχή Θερμικής Ισορροπίας” λέει ότι αν ένα σύνολο σωμάτων που έχουν διαφορετικές αρχικές θερμοκρασίες, τοποθετηθούν σε ένα θερμικά μονωμένο δοχείο, τότε όλα τα σώματα βαθμιαία θα αποκτήσουν σταδιακά, μια κοινή τελική θερμοκρασία. Η επίτευξη της τελικής κοινής θερμοκρασίας συνοδεύεται από μεταφορά θερμικής ενέργειας (ροή θερμότητας) από το αρχικά θερμότερο από τα σώματα, προς το αρχικά ψυχρότερο του μονωμένου δοχείου. Η ροή θερμότητας πραγματοποιείται μέσω των τριών γνωστών διεργασιών: Αγωγή Μεταφορά και Ακτινοβολία που συνήθως τα θυμόμαστε μαζί από τα μαθητικά μας χρόνια. Η τρίτη απ’ αυτές τις διεργασίες, η ακτινοβολία είναι αυτή που μας ενδιαφέρει εδώ.

Όταν τα σώματα που βρίσκονται σε κλειστό μονωμένο περιβάλλον δεν έχουν θερμοκρασίες μεγαλύτερες από μερικές εκατοντάδες βαθμών Celsius, η ακτινοβολία που εκπέμπεται από τα σώματα δεν είναι ορατή και απαρτίζεται αποκλειστικά από ηλεκτρομαγνητική ακτινοβολία που έχει μήκη κύματος μεγαλύτερα από αυτά του ορατού φωτός, μεγαλύτερα και από το ερυθρό που βρίσκεται στο άκρο του ορατού φάσματος. αυτή η ακτινοβολία ονομάστηκε συνοπτικά ΥΠΕΡΥΘΡΗ. Το ενδιαφέρον για την ακτινοβολία αυτή είναι πάντα αυξημένο και ανανεούμενο, συνδέεται με εργαστηριακές μελέτες μοριακής δομής και στερεάς κατάστασης, αλλά επίσης και με διαστημικές έρευνες για πλανητικές ατμόσφαιρες και ακτινοβολία που προέρχεται από το διαπλανητικό χώρο. Σύντομη επίσης υπενθύμιση των ιδιοτήτων της υπέρυθρης ακτινοβολίας και της χρησιμότητάς της:

ΙΣΤΟΡΙΑ

Η ανακάλυψη της υπέρυθρης ακτινοβολίας πιστώνεται στον Sir William Herschel, ο οποίος το 1800 επιχείρησε να προσδιορίσει τις σχετικές ποσότητες θερμότητας που εκπέμπονταν από τον Ήλιο για τα διαφορετικά μέρη του ορατού φάσματος. Οι παρατηρήσεις του Herschel περιλάμβαναν τη δημιουργία ηλιακού φάσματος μέσω πρίσματος σε μία οθόνη. Στη συνέχεια τοποθετούσε σε κάθε χρώμα του φάσματος ένα μαυρισμένο θερμόμετρο στις διάφορες θέσεις της οθόνης που είχαν διασπαρεί τα χρώματα του φάσματος. Σημειώνοντας τις ενδείξεις του θερμομέτρου στα διάφορα σημεία του ορατού φάσματος, ήλπιζε να έχει ένα μέτρο των σχετικών ποσών θερμότητας που μεταδίδονταν στη Γη από τις διάφορες φασματικές περιοχές. Φανταζόμαστε την έκπληξη του Herschel όταν διαπίστωσε ότι τα θερμόμετρα έδειχναν αυξημένη θερμοκρασία σε σημεία πέρα από το ερυθρό άκρο του ορατού φάσματος. Είχε ανακαλύψει ένα νέο είδος ακτινοβολίας εντελώς διαφορετική από αυτές του ορατού φωτός.  Ο Herschel άρχισε αμέσως να μελετά την απορρόφηση αυτής της μόλις ανακαλυφθείσας “θερμικής ακτινοβολίας” από διάφορα μέσα, και βρήκε ότι μερικά υλικά που ήταν διαπερατά στην ορατή ακτινοβολία. απορροφούσαν ισχυρά τη θερμική ακτινοβολία. Παρ’ ότι μεταγενέστερα πειράματα έδειξαν ότι αυτή ηθερμική ακτινοβολία μπορεί να υποστεί ανάκλαση διάθλαση και περίθλαση όπως το φως, ο Herschel συνέχισε να πιστεύει ότι ήταν διαφορετικής φύσης επειδή για να την παρατηρήσει κάποιος έπρεπε να επιστρατεύσει διαφορετικές μεθόδους ελέγχου. Σήμερα γνωρίζουμε ότι η υπέρυθρη ακτινοβολία είναι απλώς ένα τμήμα του ηλεκτρομαγνητικού φάσματος, μεταξύ ορατού και μικροκυμάτων, με μήκη κύματος που κυμαίνονται περίπου μεταξύ 1 μm και 1000 μm.

Μεγάλο μέρος της έρευνας πάνω στη φύση της ακτινοβολίας πραγματοποιήθηκε κατά τον 19^ο αιώνα. Ο Kirchhoff έδειξε ότι ο λόγος των ρυθμών εκπομπής από δύο επιφάνειες ίδιας θερμοκρασίας ισούται με το λόγο των συντελεστών απορρόφησης των επιφανειών αυτών. Με άλλα λόγια “Οι καλοί εκπομπείς είναι και καλοί απορροφητές”. Αυτή η αρχή αποτέλεσε τη βάση για πραγματική πρόοδο στην κατανόηση των διεργασιών που συνδέονταν με την εκπομπή και απορρόφηση ακτινοβολίας, αφού έδωσε τον ορισμό του “ιδανικού” η “τέλειου” πομπού – ακτινοβολητή. Ένας ιδανικός απορροφητής είναι αυτός που απορροφά όλη την προσπίπτουσα ακτινοβολία και είναι άρα ένα “μέλαν σώμα”. Σύμφωνα με το νόμο του Kirchhoff, ο άριστος απορροφητής είναι επίσης και άριστος πομπός και άρα ένα μέλαν σώμα πρέπει να είναι τέλειος ακτινοβολητής. Ένα μέλαν σώμα μπορεί σε μεγάλο βαθμό να προσεγγιστεί από μια μικρή τρύπα στο τοίχωμα μιας μεγάλης κοιλότητας, αφού όλη η προσπίπτουσα ακτινοβολία περνά στο εσωτερικό μέσω της οπής, και αν και μπορεί να υφίσταται πολλαπλές ανακλάσεις από τα εσωτερικά τοιχώματα της κοιλότητας, διαφεύγει ουσιωδώς από την οπή. Εάν τώρα τα εσωτερικά τοιχώματα της κοιλότητας βρίσκονται σε μια ενιαία θερμοκρασία, η εκπομπή ακτινοβολίας από τη μικρή οπή είναι χαρακτηριστική ενός ιδανικού ακτινοβολητή που έχει τη θερμοκρασία των τοιχωμάτων. Πειραματικές και κλασσικά θεωρητικές μελέτες της ολικής εκπομπής από ένα “μέλαν σώμα”, οδήγησε στο νόμο Stefan – Boltzmann ο οποίος λέει ότι η ακτινοβολούμενη ισχύς ανά μονάδα επιφάνειας από το άνοιγμα είναι ευθέως ανάλογο με την 4η δύναμη της θερμοκρασίας (Ι = σ.Τ⁴). Η ακτινοβολούμενη ισχύς ανά μονάδα επιφανείας από οποιαδήποτε άλλη πηγή είναι πάντοτε μικρότερη από αυτήν ενός μέλανος σώματος ίδιας θερμοκρασίας. Θα λέγαμε επίσης ότι ο νόμος S-B παρέχει ένα απλό και στέρεο ορισμό του απόλυτου μηδενός ως: Θερμοκρασία ενός μέλανος σώματος που δεν ακτινοβολεί.

Σημειωτέον ότι ο νόμος Stefan – Boltzmann δεν περιλαμβάνει κάποια διατύπωση που να αφορά το φάσμα εκπομπής ενός μέλανος σώμνατος. Οι ερευνητικές προσπάθειες έδειξαν ότι το φάσμα είναι συνεχές και δεν περιέχει φασματικές γραμμές ή ζώνες. Ο Wien καθώς και άλλοι πειραματικοί ερευνητές, έδειξαν ότι η γραφική παράσταση της φασματικής έντασης (ακτινοβολούμενη ισχύς ανά μονάδα επιφανείας και ανά μονάδα μήκους κύματος) συναρτήσει του μήκους κύματος, είναι οι λεγόμενες καμπύλες ακτινοβολίας μέλανος σώματος. Οι καμπύλες αυτές χαρακτηρίζονται από ένα οξύ μέγιστο και στη συνέχεια ακολουθεί μια μάλλον βαθμιαία ελάττωση προς τα μεγάλα μήκη κύματος. Οι καμπύλες ακτινοβολίας μέλανος σώματος για τις υψηλότερες θερμοκρασίες είναι γραφικά σε υψηλότερη θέση από εκείνες των χαμηλών θερμοκρασιών. Έτσι σε κάθε μήκος κύματος, η ακτινοβολία είναι μεγαλύτερης έντασης όσο αυξάνει η θερμοκρασία. Επιπλέον ο Wien έδειξε ότι καθώς η θερμοκρασία αυξάνεται, το μέγιστο της καμπύλης μετατοπίζεται προς τα μικρότερα μήκη κύματος με έναν εμπειρικά προβλεπόμενο τρόπο, όπως φαίνεται στα σχήματα 1 και 2.

Παρ’ ότι η κλασσική θεωρία αδυνατούσε να ερμηνεύσει το παρατηρούμενο φάσμα ενός μέλανος σώματος, ο Plank το πραγματοποίησε το 1900 σε πειραματικό επίπεδο, και αργότερα επιβεβαιώθηκε με την ανάπτυξη της κβαντικής θεωρίας. Η εργασία του Plank έθεσε τα θεμέλια της κβαντικής θεωρίας της ακτινοβολίας, στην οποία  στηρίχτηκαν αργότερα οι Einstein Bohr και άλλοι και σταδιακά οδήγησε στη σύγχρονη Κβαντομηχανική.

ΠΕΙΡΑΜΑΤΙΚΕΣ ΤΕΧΝΙΚΕΣ

Ο τύπος του Plank  J(f,T) = [2πh/c²][f³/(e^hf/kT-1)  παρέχει μια πλήρως ικανοποιητική πρόβλεψη για τη κατανομή της ακτινοβολούμενης ενέργειας στα διάφορα διαστήματα μηκών κύματος (ή συχνοτήτων) για μέλανα σώματα – πομπούς, και άρα παρέχει τα ανώτερα όρια για όλες τις υπέρυθρες πηγές εκπομπής σε ισοδύναμες θερμοκρασίες. Οι πηγές με συνεχές φάσμα που χρησιμοποιήθηκαν σε πειραματικές μελέτες εκλεκτικής απορρόφησης στο υπέρυθρο, από 0,8 μm έως αρκετές εκατοντάδες μm είναι συνήθως θερμά στερεά όπως: μεταλλικές νηματοειδείς λωρίδες, λαμπυρίζουσες ράβδοι, Nernst glowers κλπ. Υψηλής πίεσης (σε χαλαζία εγκλεισμένο) τόξα υδραργύρου  χρησιμοποιήθηκαν ως πηγές σε μελέτες απορρόφησης για περιοχές άκρως μεγάλων μηκών κύματος. Ρυθμιζόμενα masers αποδεικνύονται επίσης χρήσιμα ως πηγές για χρήση σε μελέτες απορρόφησης επειδή η “δραστική θερμοκρασία” τους είναι τέτοια που να παρέχει έντονη ροή ακτινοβολίας.

Στα περισσότερα πειράματα υπέρυθρης ακτινοβολίας αντί φακών χρησιμοποιείται η εμπρόσθια επιφάνεια κατόπτρων ως οπτικά στοιχεία αφού τα περισσότερα κοινά υλικά έχουν ζώνες απορρόφησης στο υπέρυθρο. Το γυαλί δεν είναι πλέον χρήσιμο σε μήκη κύματος μεγαλύτερα από 2 nm. Ο χαλαζίας έχει ισχυρές ζώνες απορρόφησης μετά τα 3 μm, αλλά είναι διαπερατός στο άπω υπέρυθρο. Όταν είναι ανάγκη να δημιουργηθούν παράθυρα σε οπτικά συστήματα για χρήση στο εγγύς υπέρυθρο, ενιαίοι κρύσταλλοι αλκαλι – αλογονιδίων χρησιμοποιούνται συχνά. NaCl , KBr, CsI συχνά χρησιμοποιήθηκαν στο εγγύς και ενδιάμεσο υπέρυθρο. Διαμάντι, χαλαζίας σε συνδυασμό με φίλτρα για να αποκόπτουν την πιο έντονη εγγύς-υπέρυθρη ακτινοβολία που εκπέμπεται από τις περισσότερες πηγές.

Ανάμεσα στα πιο θεμελιώδη ερωτήματα της Χημείας, το πλέον σημαντικό είναι το ακόλουθο: Γιατί πραγματοποιούνται οι χημικές αντιδράσεις; Θα εξετάσουμε τη φύση – το χαρακτήρα της χημικής μεταβολής, με σκοπό να μπορούμε να αναγνωρίζουμε και να επιστρατεύουμε τις βασικές αρχές που μπορούν να μας βοηθούν να κατανοούμε αυτό το γιατί. Η ίδια η ουσία της χημικής πρακτικής είναι ο επιστημονικός έλεγχος της χημικής μεταβολής. Αν γνωρίζουμε γιατί πραγματοποιείται, μπορούμε στη συνέχεια να γνωρίζουμε ποιες συνθήκες είναι αναγκαίες για να την προκαλέσουν, ή να την παρεμποδίσουν, και να κατευθύνουμε την ευρηματικότητά μας προς την επίτευξη αυτών των συνθηκών. Επιπλέον μια τέτοια γνώση θα είναι ανεκτίμητη για μαθητές – φοιτητές, οι οποίοι χωρίς αυτήν βρίσκονται αντιμέτωποι με μια σχεδόν άπειρη ποικιλία χημικών εξισώσεων που πρέπει να απομνημονεύουν χωρίς νόημα όταν λείπει το υπόβαθρο αυτό.

Περιγραφή του προβλήματος

Πριν εξετάσουμε το γιατί πραγματοποιούνται οι χημικές αντιδράσεις, είναι αναγκαίο να σκεφτούμε τι συμβαίνει σε μια χημική αντίδραση. Εν συντομία, τα αντιδρώντα μεταβάλλονται σε προϊόντα. Για να συμβεί αυτό, τα άτομα τα οποία συνδέονται μεταξύ τους με ορισμένο τρόπο στα αντιδρώντα, διασπώνται τουλάχιστον σε κάποιο βαθμό και αναδιατάσσονται σχηματίζοντας προϊόντα. Εφ’ όσον η αρχική σύνδεση – διευθέτηση μπορεί να υπάρξει μόνο εάν οι δυνάμεις αλληλεπίδρασης μεταξύ των ατόμων που μετέχουν είναι κυρίαρχα ελκτικές, τότε πρέπει να δαπανηθεί ενέργεια για να προκληθεί χημική μεταβολή. Αυτή η ενέργεια όμως δεν είναι το μόνο προαπαιτούμενο. Τα άτομα στα αντιδρώντα πρέπει να είναι έτσι τοποθετημένα, ώστε να υπάρχει κάποιος λογικός μηχανισμός (ακολουθία μετατροπής) που να επιτρέπει το σχηματισμό προϊόντων, αλλιώς η αντίδραση δεν μπορεί να πραγματοποιηθεί.  Επιπλέον ακόμα κι’ αν υπάρχουν οι προϋποθέσεις ενέργειας και μηχανισμού, μπορεί η αντίδραση να έχει μικρή τάση για να πραγματοποιηθεί. Δύο πτυχές του προβλήματος αυτού χρειάζεται να εξεταστούν και οι οποίες μπορούν να προσεγγιστούν εξετάζοντας τα ξεχωριστά – μεμονωμένα άτομα. Αν φανταστούμε όλα τα άτομα που μπορούν να μετέχουν σε μια δεδομένη αντίδραση, να είναι αρχικά διαχωρισμένα ως ένα “ατομικό αέριο“, μπορούμε κατόπιν να εξετάσουμε εάν ευνοείται ο σχηματισμός των ουσιών που χαρακτηρίζονται “αντιδρώντα” ή εκείνων που χαρακτηρίζονται “προϊόντα”, και ποιος σχηματισμός είναι πιο σταθερός. Από την ατομική κατάσταση στις συνενωμένες καταστάσεις η μεταβολή είναι από την υψηλή τυχαιότητα, σε μια περισσότερο τακτοποιημένη διάταξη των ατόμων, και μπορούμε λογικά να αναμένουμε ότι η μεταβολή που ενέχει την ελάχιστη απόκλιση από την αρχική τυχαιότητα θα είναι η πιο πιθανή. Όμως μπορούμε επίσης να αναμένουμε ότι ο σχηματισμός των ισχυρότερων δεσμών, και άρα του πιο σταθερού συγκροτήματος ατόμων θα τείνει να ευνοείται.

Το πρόβλημά μας στη συνέχεια, είναι να εξετάσουμε όλες αυτές τις πτυχές της χημικής αντίδρασης και να προσπαθήσουμε να διακρίνουμε εκείνες τις θεμελιώδεις αρχές που οδηγούν σε συνεκτικά – ενοποιημένη αποτύπωση της χημικής μεταβολής.

Κινητική και Μηχανισμός της αντίδρασης

Χωρίς αμφιβολία θα βρίσκαμε πολύ βοηθητικό στην κατεύθυνση του ποιές αντιδράσεις είναι πιθανές, αν ήταν δυνατόν να παρατηρήσουμε απ’ ευθείας τη δραστηριότητα των επιμέρους ατόμων και μορίων για να δούμε τι κάνουν και τι δεν κάνουν! Επειδή μας λείπει η δυνατότητα τέτοιων παρατηρήσεων, μπορούμε ωστόσο να συμπεράνουμε τι πρέπει να συμβαίνει, από πειραματικές μετρήσεις των ρυθμών της αντίδρασης ως προς τις ουσίες που μετέχουν. Η μελέτη της κινητικής μπορεί στη συνέχεια να οδηγήσει σε πολύτιμες πληροφορίες που αφορούν τους μηχανισμούς με τους οποίους οι αντιδράσεις πιθανόν πραγματοποιούνται, και τις ενέργειες ενεργοποίησης που απαιτούνται. Όμως τέτοιες πληροφορίες είναι κυρίως περιγραφικές. Αν και η γνώση για παράδειγμα της ενέργειας ενεργοποίησης που απαιτείται βοηθά στο να εξηγήσει γιατί μια αντίδραση είναι γρήγορη ή αργή, η βασική ερώτηση ως προς το γιατί ο συγκεκριμένος τρόπος σύνδεσης των ατόμων στα προϊόντα ευνοείται σε σχέση με των αντιδρώντων, παραμένει αναπάντητη.

Η φύση του αυθόρμητου μιας αντίδρασης

Το κύριο ενδιαφέρον μας εδώ, έχει να κάνει με τη φύση των αρχικών και τελικών καταστάσεων και όχι με τις ταχύτητες και του μηχανισμούς των διαφόρων διεργασιών μετατροπής. Εν τέλει, είναι μόνο οι ποιότητες αυτών των καταστάσεων που προσδιορίζουν τι είναι πιθανό να προκύψει από μια αυθόρμητη αντίδραση σε άλλη.

Το νόημα του αυθόρμητου, χρειάζεται να γίνει ξεκάθαρα κατανοητό. Χρησιμοποιήθηκε συχνά για να περιγράψει αντιδράσεις που ξεκινούν αμέσως μόλις γίνεται επαφή μεταξύ των αντιδρώντων. Για παράδειγμα μια ουσία είναι “αυθόρμητα εύφλεκτη” αν αρπάζει φωτιά όταν εκτίθεται σε Οξυγόνο, χωρίς τη βοήθεια κάποιου εξωτερικού παράγοντα. Αν και τέτοια παραδείγματα είναι θεαματικά προφανή του αυθόρμητου, συνιστούν μόνο μικρό τμήμα, αυτών που γενικά ονομάστηκαν “αυθόρμητες αντιδράσεις. Το πραγματικό νόημα του “αυθόρμητου” είναι ότι: “έχει το δυναμικό να πραγματοποιείται χωρίς την υποβοήθηση εξωτερικού παράγοντα”. Δεν συνεπάγεται ούτε υπονοεί κάτι για μηχανισμό ή ρυθμό μεταβολής, και όταν μια αντίδραση ονομάζεται αυθόρμητη, αυτό δεν είναι ένδειξη του πόσο ή πότε θα πραγματοποιηθεί κάτω από δεδομένες συνθήκες. Παρ’ όλα αυτά η κατεύθυνση του αυθόρμητου παραμένει  πιο σημαντική ιδιότητα μιας χημικής αντίδρασης.

Όπως αναφέρθηκε προηγουμένως, δυο παράγοντες καθορίζουν τη σχετική τάση των μεμονωμένων ατόμων, να προσεγγίσουν κατά έναν ορισμένο τρόπο. Ο ένας είναι η ισχύς των δεσμών που σχηματίζονται. Ο άλλος είναι η πιθανότητα, ή βαθμός τυχαιότητας στην τελική κατάσταση. Μια αντίδραση τείνει να κινείται αυθόρμητα προς την κατεύθυνση των ισχυρότερων δεσμών και της λιγότερο οργανωμένης διάταξης. Οι δύο αυτές επιδράσεις πάνω στο αυθόρμητο της χημικής μεταβολής, λαμβάνονται από κοινού υπ’ όψιν από τη Θερμοδυναμική συνάρτηση που ονομάζεται “Ενέργεια Gibs” και συμβολίζεται με “G”. Η συνάρτηση αυτή της “καθαρής ενέργειας” ή “χρήσιμης ενέργειας” ορίζεται ως η διαφορά μεταξύ του ολικού ενεργειακού περιεχόμενου ή ενθαλπίας Η,  και της ενέργειας που δεν είναι διαθέσιμη για χρήσιμο έργο η οποία είναι ένα γινόμενο μεταξύ της πιθανότητας ή τυχαιότητας ή βαθμού αταξίας που ονομάζεται εντροπία S, και της απόλυτης θερμοκρασίας Τ.

G = H – TS

Η εντροπία υπολογίζεται ως η ενεργειακή μεταβολή ανά βαθμό θερμοκρασίας δηλαδή cal/(deg.mole). Πολλαπλασιασμός με την απόλυτη θερμοκρασία δίνει την ενέργεια που είναι συνδεδεμένη με την πιθανότητα στη θερμοκρασία αυτή, ή με άλλα λόγια την ενέργεια που δεν είναι διαθέσιμη για χρήσιμο έργο. Για μια χημική αντίδραση μεταβολές στην ελεύθερη ενέργεια, ενθαλπία και εντροπία, είναι οι ποσότητες που συνδέονται από την εξίσωση:

ΔG = ΔH – T. ΔS

Η πρώτη και πρωτίστως θεμελιώδης αρχή της χημικής αντίδρασης είναι επομένως η παρακάτω:

(1) Οι χημικές αντιδράσεις τείνουν να χωρούν αυθόρμητα προς την κατεύθυνση της μειωμένης ελεύθερης ενέργειας, δηλαδή όταν η μεταβολή της ελεύθερης ενέργειας ΔG της αντίδρασης είναι αρνητική, τότε απελευθερώνεται ελεύθερη ενέργεια (εξώεργη αντίδραση).

Σύμφωνα με την παραπάνω έκφραση, η χημική αντίδραση τείνει να προχωρεί αυθόρμητα σε σταθερή πίεση, μόνο κάτω από μία εκ’ των ακόλουθων συνθηκών:

• Αν η ολική ενέργεια δεσμών των προϊόντων υπερισχύει εκείνης των αντιδρώντων, και η ολική αταξία (εντροπία) των προϊόντων είναι μεγαλύτερη.
• Αν η ολική ενέργεια δεσμών των προϊόντων υπερισχύει εκείνης των αντιδρώντων, και η ολική αταξία (εντροπία) των προϊόντων είναι μικρότερη, αλλά όχι αρκετά ικανή για να κάνει το Τ.ΔS μεγαλύτερο από το ΔH.
• Αν η ολική ενέργεια δεσμών των προϊόντων είναι μικρότερη εκείνης των αντιδρώντων, αλλά η αύξηση της εντροπίας (αύξηση της αταξίας) είναι αρκετά μεγαλύτερη ώστε να υπερκεράσει  την απορροφούμενη θερμότητα.

Εκεί όπου αυτές οι δύο αλληλεπιδράσεις της ισχύος δεσμών και της εντροπίας έρχονται σε σύγκρουση, η τελική κατάληξη θα εξαρτάται από την σχετική τους συνεισφορά στην αντίδραση. Οι παράγοντες που καθορίζουν το μέγεθος αυτής της συνεισφοράς μπορούν στη συνέχεια να εξεταστούν με περισσότερη λεπτομέρεια.

Αρχές της Εντροπίας

(2) Η αέρια κατάσταση είναι πιο πιθανή από την υγρή κατάσταση, και αυτή με τη σειρά της, πιο πιθανή από τη στερεά κατάσταση.

Με άλλα λόγια, τα άτομα ή μόρια ενός αερίου, είναι πιο ανεξάρτητα το ένα από το άλλο απ’ ότι σε ένα υγρό ή στερεό και έτσι μπορεί να γίνει πιο τυχαία κατανεμημένο (απλωμένο), πράγμα που αντιστοιχεί σε υψηλότερη εντροπία. Αφού στην υγρή κατάσταση η κίνηση των μορίων είναι ακόμη σε μεγάλο βαθμό περιορισμένη, η εντροπία τήξεως είναι σχετικά μικρή. Η διαφορά στην τάξη όμως μεταξύ ενός υγρού και ενός αερίου είναι πολύ μεγαλύτερη, προκαλώντας μια μεταβολή στην εντροπία εξατμίσεως η οποία είναι σχετικά μεγάλη. Για “normal” υγρά, εκείνα στα οποία οι κύριες διαμοριακές δυνάμεις είναι οι δυνάμεις Van der Waals, η εντροπία εξατμίσεως είναι σχεδόν ανεξάρτητη της σύστασης, περίπου 22 εντροπικές μονάδες. Αυτή η εντροπία είναι μεγαλύτερη αν υπάρχουν ισχυρότερες πολικές αλληλεπιδράσεις, ή υπάρχουν δεσμοί Υδρογόνου (πρωτονικές γέφυρες) μεταξύ των μορίων του υγρού, διότι απαιτείται μεγαλύτερη προσπάθεια προς την αταξία στην διαδικασία της εξατμίσεως. Για πολλά από τα χημικά στοιχεία, η εντροπία τήξεως είναι επίσης σχεδόν σταθερή έχοντας μια τιμή περίπου 2,3 εντροπικές μονάδες (eu). Μερικές τιμές εντροπίας στους 25 ⁰C,  διαφόρων ενώσεων σε αέρια υγρή και στερεή κατάσταση, δίνονται στον παρακάτω πίνακα:

Πίνακας Ι. Εντροπία Διαφόρων ενώσεων στους 25 ⁰C (eu)

(3) Η κατάσταση ενός μονοατομικού αερίου, είναι πιο πιθανή από εκείνη ενός πολυατομικού αερίου και άρα τείνει να έχει μεγαλύτερη εντροπία.

Μεγαλύτερη κατάσταση αταξίας είναι η κατάσταση του μονοατομικού αερίου. Ο σχηματισμός πολυατομικών μορίων με συμπαγή και αυστηρά προσδιορισμένη δομή, αυξάνει την τάξη και συνεπώς μειώνει την εντροπία. Μερικά παραδείγματα δίνονται στον παρακάτω πίνακα ΙΙ. Σε μία αντίδραση μεταξύ αερίων η εντροπική μεταβολή ευνοεί τη διάσπαση των μεγαλύτερων μορίων προς μικρότερα μόρια, ή οποιαδήποτε μετάθεση (διπλή αποσύνθεση) που αυξάνει τον ολικό αριθμό των μορίων του αερίου.

Πίνακας ΙΙ. Εντροπία μονοατομικών και πολυατομικών αερίων (eu/mole)

(4) Ένα άμορφο στερεό, είναι πιο πιθανό από ένα κρυσταλλικό στερεό, και ένα απλό κρυσταλλικό στερεό, πιο πιθανό από ένα πιο περίπλοκο κρυσταλλικό στερεό.

Ο σχηματισμός απλούστερων ενώσεων, από πιο περίπλοκες ενώσεις ευνοείται από εντροπική άποψη.

(5) Μία μοριακή ένωση προσθήκης , ή ένα σύμπλοκο εντάξεως είναι λιγότερο πιθανά από τα μεμονωμένα συστατικά τους.

Ο σχηματισμός τέτοιων ενώσεων συνεπώς, συνοδεύεται από μείωση της εντροπίας, πράγμα το οποίο αυξάνει την απαίτηση της ισχύος των δεσμών που απαιτείται για να συγκρατηθεί ενιαίο ένα σταθερό συσσωμάτωμα.

(6) Ενώσεις διαφορετικών στοιχείων με υψηλότερο Μοριακό Βάρος (M_r), ή μόρια στοιχείων τείνουν να έχουν υψηλότερη εντροπία.

Ένας αριθμός από παραδείγματα δίνεται στον Πίνακα ΙΙΙ. Η εξήγηση πιθανότατα έγκειται στις επιδράσεις της μάζας στις ενδο-κρυσταλλικές ή ενδο-μοριακές δονήσεις. Όσο μεγαλύτερη η μάζα, τόσο μικρότερη η συχνότητα δονήσεων – ταλαντώσεων, άρα τόσο πιο πιθανή η κατάσταση, τόσο μεγαλύτερη η εντροπία. Η επίδραση αυτή φαίνεται να υπερισχύει πάνω στις μικρές αλληλεπιδράσεις που προέρχονται από διαφορές μεταξύ κρυσταλλικών τύπων όπως φαίνεται στον Πίνακα IV.

Πίνακας ΙΙΙ. Επίδραση της μάζας στην εντροπία των αερίων στους 25 ⁰C

(7) Σε συνήθεις θερμοκρασίες, οι επιδράσεις της εντροπίας είναι συνήθως αρκετά μικρές, και έχουν μικρή επίδραση στην κατεύθυνση της αντίδρασης, εκτός αν η διαφορά στις ενέργειες δεσμού αντιδρώντων-προϊόντων είναι σχετικά μικρή.

Η παραπάνω αρχή διευκρινίζεται στον Πίνακα V, με σύγκριση των τιμών ΔH⁰ και ΔG⁰ σχηματισμού ενός αριθμού χημικών ενώσεων, και για έναν αριθμό χημικών αντιδράσεων στον Πίνακα VI. Αυτό ήταν το συμπέρασμα που οδήγησε τους Berthelott και Thomsen να πιστέψουν ότι η θερμότητα μιας αντίδρασης ήταν ο μοναδικός παράγοντας που καθόριζε την κατεύθυνση του αυθόρμητου, αυτό όμως υπήρξε πριν η αρχή της εντροπίας αναγνωριστεί ξεκάθαρα.

Σύγκριση των Προτύπων Ενθαλπιών και Προτύπων Ελευθέρων Ενεργειών Σχηματισμού (Kcal/mole)

Σύγκριση ΔH⁰ και ΔG⁰ μερικών χημικών αντιδράσεων

Οι εντροπικές μονάδες (eu) στους πίνακες είναι cal/(⁰K)(mole) και οι μεταβολές εντροπίας που συνοδεύουν την κάθε αντίδραση, είναι συνήθως μόνο λίγες eu, ενώ οι θερμότητες των αντιδράσεων είναι κατά κανόνα περισσότερο από ένα Kcal/mole. Έτσι ακόμη και αν η εντροπία πολλαπλασιάζεται επί (περίπου) 300 ⁰Κ, σε συνήθεις δηλ θερμοκρασίες, το γινόμενο δεν εξισώνεται με 1 Kcal εκτός αν η εντροπία είναι μεγαλύτερη από 3 (eu). Αν η τιμή της ΔH για την αντίδραση είναι σχετικά μεγάλη λχ -10 Kcal/mole ή μεγαλύτερη, μπορεί κάποιος να είναι σίγουρος στην πρόβλεψη του αυθόρμητου της αντίδρασης στην κατεύθυνση αυτή.

(8) Όλες οι χημικές αντιδράσεις που αυξάνουν την εντροπία τους, πραγματοποιούνται αυθόρμητα σε αρκετά υψηλές θερμοκρασίες.

Αν και η ΔH μιας αντίδρασης μεταβάλλεται σχετικά λίγο με τη θερμοκρασία, ο εντροπικός παράγοντας στην εξίσωση είναι το γινόμενο της μεταβολής εντροπίας επί την θερμοκρασία. Ανεξάρτητα από το μέγεθος της ΔH της αντίδρασης, αν η μεταβολή της εντροπίας είναι θετική και πολλαπλασιαστεί με μια αρκετά μεγάλη θερμοκρασία, το γινόμενο Τ.ΔS θα αφαιρεθεί από τη ΔH και θα δώσει αρνητική μεταβολή ΔG. Αυτή είναι μια πολύ σημαντική αρχή, διότι εξηγεί την ύπαρξη σε υψηλές θερμοκρασίες, μοριακών ειδών που είναι άγνωστα σε χαμηλές θερμοκρασίες λόγω της τάσης τους να σχηματίσουν άλλα σταθερά συσσωματώματα στις χαμηλές θερμοκρασίες. Όπως ήδη αναφέρθηκε, οι διασπάσεις των ενώσεων αυξάνουν την εντροπία και έτσι τείνουν να πραγματοποιούνται αυθόρμητα σε αρκετά υψηλές θερμοκρασίες.

Η ειδική σημασία αυτής της αρχής είναι ότι αν και οι μεταβολές ενθαλπίας τείνουν να υπαγορεύουν την πορεία της αντίδρασης στις συνήθεις θερμοκρασίες, η σχετική σημασία της εντροπίας αυξάνεται σε υψηλότερες θερμοκρασίες, μέχρι που γίνεται ο καθοριστικός παράγοντας.

Αρχές πάνω στην ισχύ των χημικών δεσμών

Αρχικά πρέπει να κάνουμε μια διάκριση μεταξύ “σταθερότητας” και “δραστικότητας”. Δυστυχώς στην καθημερινή πρακτική υπάρχει σύγχυση ανάμεσα στα δύο αυτά. Συχνά μια ένωση η οποία είναι πολύ δραστική χαρακτηρίζεται “ασταθής” αν και πραγματικά οι χημικοί δεσμοί της μπορεί να είναι πολύ ισχυροί. Βλέποντας αυτή την ασάφεια, θα ήταν προτιμότερο να χρησιμοποιηθεί  λέξη “σταθερή” μόνο για να περιγράφει την κατάσταση της σύνδεσης με ισχυρούς δεσμούς , που υπονοεί την απαίτηση υψηλών θερμοκρασιών για τη διάσπαση της ένωσης, χωρίς να εξετάζεται η πιθανή χημική δραστικότητα. Μία “ασταθής” ένωση, μπορεί να έχει υψηλή ή χαμηλή δραστικότητα, αλλά πρέπει τα άτομά της να συγκρατούνται από ασθενείς δεσμούς οι οποίοι είναι επιρρεπείς στη θερμική διάσπαση σε χαμηλές θερμοκρασίες.

Υπάρχουν οι προϋποθέσεις σχηματισμού χημικού δεσμού. Εδώ ο στόχος είναι να εξετάσουμε τους παράγοντες που επηρεάζουν την ισχύ ενός δεσμού. Είναι δυστυχώς πολύ περίπλοκο θέμα, και θα το θίξουμε με ποιοτικό ή ημιποσοτικό τρόπο. Είναι δυνατό να διατυπωθούν κάποιες χρήσιμες γενικεύσεις.

(9) Ομοιοπολικοί δεσμοί μεταξύ μικρών ατόμων, τείνουν να είναι ισχυρότεροι από τους ομοιοπολικούς δεσμούς μεταξύ μεγαλύτερων ατόμων.

Μερικά παραδείγματα αυτής της αρχής, παρουσιάζονται στον παρακάτω Πίνακα VIII. Η σημαντικότητα των δυνάμεων Coulomb στην ομοιοπολική δέσμευση, σημαίνει ότι αφού αυτές οι δυνάμεις μεταβάλλονται αντιστρόφως ανάλογα με το τετράγωνο της απόστασης μεταξύ των φορτίων, μεγαλύτερη ισχύς δεσμού μεταξύ μικρότερων ατόμων, είναι πιθανότατα το αποτέλεσμα της εγγύτερης αλληλεπίδρασης μεταξύ των αντίθετων φορτίων.

Πίνακας VIII: Συσχέτιση της ισχύος των δεσμών με το μήκος του δεσμού

Τα μεγαλύτερα άτομα, όχι μόνο σχηματίζουν μεγαλύτερου μήκους δεσμούς, αλλά επίσης έχουν μεγαλύτερο αριθμό μη δεσμικών ηλεκτρονίων τα οποία τείνουν να εξασθενούν τους δεσμούς με δια – ηλεκτρονιακές απώσεις. Αυτή η επίδραση φαίνεται ότι υπερτερεί της έλξης που προκύπτει από το αυξημένο πυρηνικό φορτίο.

(10) Οι ομοιοπολικοί δεσμοί μεταξύ των ατόμων, τείνουν να εξασθενούν όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά του κύριου κβαντικού αριθμού ηλεκτρονίων εξωτερικής στοιβάδας (n_ex) των δύο στοιχείων.

Προφανώς, όπως εξηγείται από τις πληροφορίες του παρακάτω Πίνακα IX, η αλληλοεπικάλυψη (συγχώνευση) των τροχιακών είναι μικρότερη όταν τα άτομα είναι άνισα σε μέγεθος. Αυτό φαίνεται ιδιαίτερα στις δυαδικές ενώσεις του υδρογόνου που έχουν ομοιοπολικούς δεσμούς χαμηλής πολικότητας.

Πίνακας IX: Σχέση μεταξύ ισχύος δεσμών και διαφοράς αριθμού στοιβάδων

(11) Η ισχύς των ομοιοπολικών δεσμών τείνει να αυξάνει με την αύξηση της πολικότητας του δεσμού.

Μια εξήγηση αυτής της τάσης, έχει δοθεί από τον Pauling ο οποίος θεώρησε ότι η επί πλέον ενέργεια που προκύπτει από την πόλωση του δεσμού, να παρέχει ενέργεια δεσμού εξ’ αιτίας της έλξης μεταξύ ανόμοιων φορτίων. Χρησιμοποίησε αυτή την επιπλέον ενέργεια για να καθιερώσει την πολύ γνωστή κλίμακα ηλεκτραρνητικότητας. Εν γένει μια εγγύτερη αλληλεπίδραση μεταξύ δεσμικών ηλεκτρονίων και πυρήνων φαίνεται πιθανή σε πολικούς δεσμούς λόγω του ότι είναι μικρότεροι σε μήκος. Αυτή η μείωση μήκους μπορεί να εξηγηθεί θεωρώντας ότι μια άνιση σύζευξη των ηλεκτρονίων, προκαλεί μια ακτινική συστολή του μερικώς θετικού ατόμου, η οποία είναι μεγαλύτερη από την ακτινική εκτόνωση που προκαλείται από την απόκτηση μερικώς αρνητικού φορτίου από το άλλο άτομο. Μια χονδρική ποσοτική ένδειξη της επίδρασης διαφοράς πολικότητας σε δεσμούς μεταξύ των δύο ίδιων ατόμων παρέχεται από τις θερμότητες ατομοποιήσεως (ανά ισοδύναμο) δυαδικών ενώσεων που αποκτούν διαφορετικές οξειδωτικές καταστάσεις. Μέρικά παραδείγματα δίνονται στον Πίνακα X:

Πίνακας X: Θερμότητες Ατομοποιήσεως Μερικών Ενώσεων (Kcal/equiv)

Χημικοί δεσμοί μεταξύ Υδρογόνου και ισχυρά ηλεκτραρνητικών στοιχείων, όπως Φθόριο (F) Οξυγόνο (Ο) και Χλώριο (Cl), είναι ιδιαίτερα ισχυροί. Το σχετικά ηλεκτροθετικό Υδρογόνο στερείται εσωτερικών στοιβάδων οι οποίες περιορίζουν την εγγύτητα αλληλεπίδρασης με το άλλο άτομο. Η σημασία αυτής της επιπλέον ισχύος στην επίδραση της πορείας της αντίδρασης θα αναφερθεί παρακάτω.

(12) Ομοιοπολικοί δεσμοί μεταξύ ατόμων που φέρουν θετικό φορτίο τείνουν να είναι ασταθείς

Αντί να είναι μικρότεροι από το normal μήκος (όπως προβλέπεται από θετικό φορτίο σε σφαίρα εν συστολή), οι δεσμοί αυτοί τείνουν να είναι μεγαλύτεροι από το αναμενόμενο της ομοιοπολικής ακτίνας Van Der Waals. Αυτό αντιστοιχεί σε μια εξασθένιση που μπορεί ν οφείλεται στη μειωμένη διαθεσιμότητα των εξωτερικών ηλεκτρονίων για σύζευξη.

Πίνακας XΙ: Μερικά ασταθή Μόρια που σχηματίζουν δεσμούς με Θετικά Φορτισμένα Άτομα

Μερικά παραδείγματα μορίων των οποίων η αστάθεια μπορεί να οφείλεται σε τέτοιες αιτίες απεικονίζεται στον Πϊνακα XI. Αξιοσημείωτες εξαιρέσεις είναι οι Φθόριο-Άνθρακες των οποίων οι C-C δεσμοί δεν εμφανίζουν εξασθένιση από το σχετικά μερικώς θετικό φορτίο πάνω στους άνθρακες. Ίσως η εξασθένιση να υπάρχει, αλλά αντιρροπείται από έλξεις Coulomb μεταξύ του θετικού άνθρακα και των αρνητικών Φθορίων της περιοχής του.