Περιεχόμενο
Ένας ομοιοπολικός δεσμός είναι ένας δεσμός στον οποίο δύο άτομα μοιράζονται ηλεκτρόνια. Τα κοινά ηλεκτρόνια έχουν ως αποτέλεσμα τη συγκόλληση δύο μαγνητών. Η κόλλα μετατρέπει τους δύο μαγνήτες σε ένα μόριο. Οι ουσίες που αποτελούνται από διακριτά μόρια, από την άλλη πλευρά, δεν έχουν ομοιοπολικούς δεσμούς. Εντούτοις, υπάρχει σύνδεση μεταξύ αυτών των μορίων. Διάφοροι τύποι διαμοριακών δυνάμεων επιτρέπουν στα διακεκριμένα μόρια να συνδέονται μεταξύ τους όπως πολλοί μικροί μαγνήτες, χωρίς κόλλα.
Σύνδεση υδρογόνου
Ο διαμοριακός δεσμός υδρογόνου είναι η έλξη μεταξύ δύο χωριστών μορίων. Κάθε μόριο πρέπει να έχει ένα άτομο υδρογόνου που είναι ομοιοπολικά συνδεδεμένο με ένα άλλο άτομο που είναι πιο ηλεκτροαρνητικό. Το άτομο που είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από το υδρογόνο θα τείνει να τραβήξει τα κοινά ηλεκτρόνια στον ομοιοπολικό δεσμό τους προς τον εαυτό του, μακριά από το υδρογόνο. Τα ηλεκτρόνια έχουν αρνητικές χρεώσεις. Αυτό έχει ως αποτέλεσμα ένα στιγμιαίο ελαφρώς θετικό φορτίο στο άτομο υδρογόνου και ένα στιγμιαίο ελαφρώς αρνητικό φορτίο στο πιο ηλεκτροαρνητικό άτομο. Αυτά τα δύο μικρά φορτία μετατρέπουν κάθε ξεχωριστό μόριο σε αδύναμο "μίνι μαγνήτη". Πολλοί μίνι μαγνήτες, όπως τα μόρια νερού (H2O) σε ένα φλιτζάνι νερό, δίνουν στην ουσία μια ελαφρώς κολλώδη ιδιότητα.
Δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου
Οι δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου εμπίπτουν στην κατηγορία των δυνάμεων Van der Waals. Τα μηπολικά μόρια είναι μόρια που δεν έχουν πραγματικό ηλεκτρικό φορτίο ή δεν έχουν ιδιαίτερα ηλεκτροαρνητικά άτομα. Ωστόσο, τα μη πολικά μόρια μπορεί να έχουν στιγμιαία ελαφρώς αρνητικά φορτία. Ο λόγος είναι ότι τα ηλεκτρόνια που περιβάλλουν τα άτομα που συνθέτουν κάθε μόριο δεν μένουν σε ένα μέρος, αλλά μπορούν να κινηθούν. Έτσι, αν πολλά από τα ηλεκτρόνια, τα οποία έχουν αρνητικά φορτία, συμβαίνουν να βρίσκονται κοντά στο ένα άκρο του μορίου, τότε το μόριο έχει ένα ελαφρώς - αλλά στιγμιαία - αρνητικό τέλος. Την ίδια στιγμή, το άλλο άκρο θα είναι στιγμιαία ελαφρώς θετικό. Αυτή η συμπεριφορά των ηλεκτρονίων μπορεί να δώσει μια μη πολική ουσία, όπως μεγάλες αλυσίδες υδρογονανθράκων, μια κολλητικότητα που τους καθιστά πιο δύσκολο να βράσουν. Πράγματι, όσο μεγαλύτερη είναι η αλυσίδα υδρογονανθράκων, τόσο περισσότερη θερμότητα απαιτείται για να τη βράσει.
Αλληλεπιδράσεις με δίπολο-δίπολο
Οι αλληλεπιδράσεις διπολικού διπόλου είναι ένας άλλος τύπος δύναμης Van der Waals. Στην περίπτωση αυτή, ένα μόριο έχει ένα εξαιρετικά ηλεκτροαρνητικό άτομο συνδεδεμένο στο ένα άκρο και μη πολικά μόρια στο άλλο άκρο. Το χλωροαιθάνιο είναι ένα παράδειγμα (CH3CH2Cl). Το άτομο χλωρίου (Cl) συνδέεται ομοιοπολικά με ένα άτομο άνθρακα, που σημαίνει ότι μοιράζονται τα ηλεκτρόνια. Δεδομένου ότι το χλώριο είναι πιο ηλεκτροαρνητικό από τον άνθρακα, το χλώριο προσελκύει καλύτερα τα κοινά ηλεκτρόνια και έχει ελαφρώς αρνητικό φορτίο. Το ελαφρώς αρνητικό άτομο χλωρίου αναφέρεται ως ένας πόλος και το ελαφρώς θετικό άτομο άνθρακα είναι ένας άλλος πόλος - όπως οι βόρειοι και νότιοι πόλοι ενός μαγνήτη. Με αυτόν τον τρόπο, δύο ακόμα διακριτά μόρια χλωροαιθανίου μπορούν να δεσμευτούν μεταξύ τους.
Ιονική συγκόλληση
Τα οργανικά άλατα όπως το φωσφορικό ασβέστιο (Ca3 (PO4) 2) είναι αδιάλυτα, δηλ. Σχηματίζουν ένα στερεό ίζημα. Τα ιόντα ασβεστίου (Ca ++) και τα φωσφορικά ιόντα (PO4 ---) δεν συνδέονται ομοιοπολικά, δηλαδή δεν μοιράζονται τα ηλεκτρόνια. Ωστόσο, τα δύο ιόντα σχηματίζουν ένα σταθερό δίκτυο επειδή έχουν πλήρη, όχι μερικά, ηλεκτρικά φορτία. Το ιόν ασβεστίου φορτίζεται θετικά και το φωσφορικό ιόν είναι αρνητικά φορτισμένο. Αν και το ιόν ασβεστίου είναι ένα άτομο, το φωσφορικό ιόν είναι ένα μόριο. Έτσι, η ιοντική δέσμευση είναι ένας τύπος σύνδεσης που συμβαίνει σε μια ουσία που αποτελείται από διακριτά μόρια.