Οι δυνάμεις που συγκρατούν διαφορετικά ιόντα ή άτομα μαζί;
1. Ιωνικοί δεσμοί:
* Εμφανίζεται μεταξύ των μετάλλων και μη μέταλλα .
* Μέταλλα χάστε Τα ηλεκτρόνια για να σχηματίσουν θετικά φορτισμένα ιόντα (κατιόντα).
* Μη μέταλλα κέρδος Τα ηλεκτρόνια για να σχηματίσουν αρνητικά φορτισμένα ιόντα (Anions).
* Τα αντίθετα φορτισμένα ιόντα προσελκύουν ο ένας τον άλλον μέσω ηλεκτροστατικών δυνάμεων, σχηματίζοντας έναν ιοντικό δεσμό.
* Αυτοί οι δεσμοί είναι ισχυροί και δημιουργούν κρυσταλλικά στερεά με υψηλά σημεία τήξης και βρασμού.
* Παράδειγμα: Χλωριούχο νάτριο (NaCl) - Το νάτριο χάνει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει Na+, ενώ το χλώριο κερδίζει ένα ηλεκτρόνιο για να γίνει cl-. Οι αντίθετες χρεώσεις προσελκύουν, σχηματίζοντας ένα ισχυρό ιοντικό δεσμό.
2. Ομοιοπολικοί δεσμοί:
* Εμφανίζεται μεταξύ μη μετάλλων .
* Άτομα Μοιραστείτε ηλεκτρόνια για την επίτευξη σταθερής διαμόρφωσης ηλεκτρονίων.
* Τα κοινόχρηστα ηλεκτρόνια προσελκύονται από τους πυρήνες και των δύο ατόμων, κρατώντας τα μαζί.
* Οι ομοιοπολικοί δεσμοί μπορεί να είναι single , διπλό , ή τριπλό , ανάλογα με τον αριθμό των ηλεκτρονίων που μοιράζονται.
* Αυτοί οι δεσμοί μπορεί να είναι Polar (άνιση κοινή χρήση ηλεκτρονίων, που οδηγούν σε μερικές χρεώσεις) ή nonpolar (ίση κοινή χρήση ηλεκτρονίων).
* Παράδειγμα: Νερό (H2O) - Τα άτομα υδρογόνου μοιράζονται ηλεκτρόνια με οξυγόνο, σχηματίζοντας ομοιοπολικούς δεσμούς.
3. Μεταλλικοί δεσμοί:
* Εμφανίζεται μεταξύ ατόμων μετάλλου .
* Τα άτομα μετάλλων έχουν χαλαρά ηλεκτρόνια σθένους που είναι ελεύθερα να κινούνται σε όλο το μεταλλικό πλέγμα.
* Αυτή η "θάλασσα" των ηλεκτρονίων δημιουργεί ισχυρά ηλεκτροστατικά αξιοθέατα μεταξύ των θετικά φορτισμένων μεταλλικών ιόντων και των απομακρυσμένων ηλεκτρονίων.
* Οι μεταλλικοί δεσμοί έχουν ως αποτέλεσμα τις χαρακτηριστικές ιδιότητες των μετάλλων:υψηλή αγωγιμότητα, ευελιξία και ολκιμότητα.
* Παράδειγμα: Χαλκός (Cu) - Τα άτομα χαλκού μοιράζονται τα ηλεκτρόνια σθένους τους, σχηματίζοντας μεταλλικό δεσμό που αντιπροσωπεύει την αγωγιμότητα και την ευελιξία του χαλκού.
4. Διαμοριακές δυνάμεις:
* Αυτά είναι ασθενέστερα δυνάμεις που συμβαίνουν μεταξύ των μορίων και όχι των μορίων.
* Προκύπτουν από προσωρινά ή μόνιμα διπόλια που σχηματίζονται λόγω της ανομοιόμορφης κατανομής ηλεκτρονίων.
* Αυτές οι δυνάμεις είναι υπεύθυνες για τις φυσικές ιδιότητες των ουσιών, όπως τα σημεία τήξης και βρασμού τους.
* Τύποι διαμοριακών δυνάμεων:
* δεσμός υδρογόνου: Ισχυρότερη διαμοριακή δύναμη, που εμφανίζεται μεταξύ μορίων με υδρογόνο που συνδέονται με πολύ ηλεκτροαρνητικά άτομα (όπως οξυγόνο ή άζωτο).
* αλληλεπιδράσεις διπόλης-διπόλης: Εμφανίζονται μεταξύ πολικών μορίων.
* Δυνάμεις διασποράς του Λονδίνου: Η ασθενέστερη διαμοριακή δύναμη, που συμβαίνει μεταξύ όλων των μορίων λόγω προσωρινών διακυμάνσεων στην κατανομή ηλεκτρονίων.
Είναι σημαντικό να θυμάστε ότι αυτές είναι οι κύριες κατηγορίες χημικών δεσμών. Υπάρχουν επίσης άλλοι τύποι ομολόγων, όπως οι ομοιοπολικοί δεσμοί, αλλά αυτοί είναι λιγότερο συνηθισμένοι και πιο περίπλοκες.
