Ποιοι είναι οι τύποι δια-ατομικού δεσμού;
1. Ιωνικοί δεσμοί:
* Σχηματίζεται από τη μεταφορά των ηλεκτρονίων από το ένα άτομο στο άλλο.
* Δημιουργεί ιόντα με αντίθετες χρεώσεις (κατιόντα και ανιόντα).
* Η ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ αυτών των αντίθετα φορτισμένων ιόντων τους κρατά μαζί.
* Συνήθως συμβαίνει μεταξύ μετάλλων και μη μετάλλων.
* Παράδειγμα:Χλωριούχο νάτριο (NaCl), όπου το νάτριο (Na) χάνει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει κατιόν (Na+) και χλώριο (CL) κερδίζει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει ανιόν (Cl-).
2. Ομοιοπολικοί δεσμοί:
* Σχηματίζεται από το κοινή χρήση των ηλεκτρονίων μεταξύ των ατόμων.
* Μπορεί να είναι polar ή μη πολικό , ανάλογα με τη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας μεταξύ των ατόμων.
* Συνήθως εμφανίζεται μεταξύ μη-μετάλλων.
* Παράδειγμα:νερό (H₂O), όπου το υδρογόνο (Η) και το οξυγόνο (O) μοιράζονται ηλεκτρόνια για να σχηματίσουν έναν ομοιοπολικό δεσμό.
* πολικός ομοιοπολικός δεσμός: Ένα άτομο έχει ισχυρότερη έλξη στα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια, με αποτέλεσμα ένα ελαφρώς θετικό και ελαφρώς αρνητικό άκρο του μορίου.
* Μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός: Τα ηλεκτρόνια μοιράζονται εξίσου μεταξύ των ατόμων, με αποτέλεσμα να μην έχουν ξεχωριστά θετικά ή αρνητικά άκρα.
3. Μεταλλικοί δεσμοί:
* Βρέθηκε στα μέταλλα.
* Τα ηλεκτρόνια είναι delocalized , που σημαίνει ότι είναι ελεύθεροι να κινούνται σε ολόκληρη τη μεταλλική δομή.
* Η ηλεκτροστατική έλξη μεταξύ των θετικά φορτισμένων μεταλλικών ιόντων και της αρνητικά φορτισμένης ηλεκτρονικής θάλασσας κρατάει το μέταλλο μαζί.
* Αυτό εξηγεί την υψηλή αγωγιμότητα, την ευελιξία και την ολκιμότητα των μετάλλων.
Άλλοι τύποι ομολόγων:
* δεσμός υδρογόνου: Ένας ειδικός τύπος αλληλεπίδρασης διπολικού-δίπολου μεταξύ ενός ατόμου υδρογόνου που συνδέεται με ένα εξαιρετικά ηλεκτροαρνητικό άτομο (όπως το οξυγόνο, το άζωτο ή το φθόριο) και ένα ζεύγος ηλεκτρονίων στο παρακείμενο μόριο. Είναι σχετικά ισχυρή σε σύγκριση με άλλες διαμοριακές δυνάμεις, αλλά πιο αδύναμη από ιοντικούς ή ομοιοπολικούς δεσμούς.
* Van der Waals Δυνάμεις: Οι αδύναμες διαμοριακές δυνάμεις που προκύπτουν από προσωρινές διακυμάνσεις στην κατανομή ηλεκτρονίων γύρω από τα μόρια. Αυτές οι δυνάμεις είναι υπεύθυνες για την έλξη μεταξύ μη πολικών μορίων και της συμπύκνωσης των αερίων.
Είναι σημαντικό να σημειωθεί ότι αυτοί είναι οι κύριοι τύποι δια-ατομικών δεσμών, αλλά υπάρχουν και άλλοι πιο πολύπλοκες τύποι συγκόλλησης που μπορούν να υπάρχουν. Για παράδειγμα, συντεταγμένα ομοιοπολικά ομόλογα Συμμετοχή ενός ατόμου που δωρίζει και τα δύο ηλεκτρόνια στο δεσμό, ενώ μεταλλικοί δεσμοί μπορεί να έχει ποικίλους βαθμούς απομάκρυνσης ηλεκτρονίων ανάλογα με το μέταλλο.
