Tartalom
A kovalens kötés olyan kötés, amelyben két atom megosztja az elektronokat. A megosztott elektronok úgy hatnak, hogy két mágnest összeragasztanak. A ragasztó a két mágnest egy molekulává alakítja. Azon anyagok, amelyek diszkrét molekulákból állnak, nem rendelkeznek kovalens kötésekkel. Ezeknek a molekuláknak a kötése azonban továbbra is fennáll. Többféle intermolekuláris erő lehetővé teszi a különálló molekuláknak, hogy annyira kötődjenek egymáshoz, mint sok apró mágnes nélkül, ragasztó nélkül.
Hidrogénkötés
Az intermolekuláris hidrogénkötés a vonzás két különálló molekula között. Minden molekula hidrogénatomjának kell lennie, amely kovalensen kapcsolódik egy másik atomhoz, amely elektronegatívabb. Az atom, amely elektronegatívabb, mint a hidrogén, hajlamos arra, hogy a megosztott elektronokat kovalens kötésükben maga felé húzza, távol a hidrogéntől. Az elektronok negatív töltéssel rendelkeznek. Ez egy pillanatnyi kissé pozitív töltést eredményez a hidrogénatomon és egy pillanatnyi kissé negatív töltést az elektronegatív atomnál. Ez a két enyhe töltés mindegyik különálló molekulát gyenge „mini mágnessé” alakítja. Sok mini mágnes, például a vízmolekulák (H2O) egy csésze vízben, az anyagnak kissé ragadós tulajdonságot ad.
London diszperziós erők
A londoni diszperziós erõk a Van der Waals erõk kategóriájába tartoznak. A nem poláris molekulák olyan molekulák, amelyek nem rendelkeznek tényleges elektromos töltéssel, vagy nem rendelkeznek erősen elektronegatív atomokkal. A nem poláros molekuláknak azonban lehetnek pillanatnyi kissé negatív töltései. Ennek oka az, hogy az egyes molekulákat alkotó atomokat körülvevő elektronok nem maradnak egy helyen, hanem mozoghatnak. Tehát ha sok olyan elektron, amelynek negatív töltése van, a molekula egyik végéhez közel helyezkedik el, akkor a molekulának most kissé - de pillanatnyilag - negatív vége van. Ugyanakkor a másik vég kissé pozitív lesz. Az elektronok ilyen viselkedése nem poláris anyagot, például hosszú szénhidrogénláncokat eredményezhet, amely tapadást okoz, ami megnehezíti ezek forrását. Valójában, minél nagyobb a szénhidrogénlánc, annál több hőre van szükség annak forralásához.
A dipól-dipól kölcsönhatások
A dipól-dipól kölcsönhatások a Van der Waals erő egy másik típusa. Ebben az esetben egy molekulának az egyik végén erős elektronegatív atom van, a másik végén pedig nem poláris molekula van. Példaként említhető a klór-etán (CH3CH2Cl). A klóratom (Cl) kovalensen kötődik egy szénatomhoz, vagyis megosztják az elektronjaikat. Mivel a klór elektronegatívabb, mint a szén, a klór jobban vonzza a megosztott elektronokat és kissé negatív töltéssel rendelkezik. A kissé negatív klóratomot egy pólusnak, a kissé pozitív szénatomot pedig egy másik pólusnak nevezik - mint például a mágnes északi és déli pólusait. Ily módon még két különálló klóretán-molekula kötődik egymáshoz.
Ionos kötés
A szerves sók, például a kalcium-foszfát (Ca3 (PO4) 2) oldhatatlanok, azaz szilárd csapadékot képeznek. A kalcium (Ca ++) és a foszfát-ionok (PO4 ---) nem kapcsolódnak kovalensen, azaz nem osztoznak elektronokon. A két ion azonban szilárd hálózatot képez, mivel teljes, nem részleges elektromos töltésük van. A kalcium-ion pozitív töltésű, a foszfát-ion negatív töltésű. Bár a kalcium-ion egy atom, a foszfát-ion egy molekula. Az ionos kötés tehát egy olyan kötés típusa, amely egy olyan anyagban fordul elő, amely különálló molekulákból áll.