přehled
Intramolekulární Dluhopisy
Intramolekulární dluhopisy jsou dluhopisy, které drží atomy atomy a aby sloučenin. Existují 3 typy intramolekulárních vazeb: kovalentní, iontové a kovové.
kovalentní vazba: vazba, ve které je pár nebo dvojice elektronů sdílena dvěma atomy.
- molekulární sloučeniny se týkají kovalentně vázaných druhů, obecně s nízkou molekulovou hmotností.,
- Makromolekulární sloučeniny jsou vysokomolekulární sloučeniny, které jsou kovalentně vázané a lineární, rozvětvené, nebo propojené.
- síť: sloučeniny, ve kterých je každý atom kovalentně spojen se všemi nejbližšími sousedy, takže celý krystal je jedna molekula.
iontová vazba: vazba, která drží atomy dohromady ve sloučenině; elektrostatická přitažlivost mezi nabitými ionty. Iontové sloučeniny se vytvářejí mezi atomy, které se významně liší elektronegativitou., Elektron(y) podílející se na lepení je (jsou) přenášen z méně elektronegativní na více elektronegativní Atom(y) tvořící ionty.
kovová vazba: vazba vyplývající z přitažlivosti mezi pozitivními ionty a okolními mobilními elektrony.
Mezimolekulárních sil
Mezimolekulární síly jsou síly, které přitahují molekuly nebo částice, jako je nebo na rozdíl od molekul nebo částic. Obvykle tyto síly mezi molekulami tvoří mnohem slabší vazby než ty vazby, které tvoří sloučeniny. Intermolekulární síly jsou popsány níže., Jsou rozděleny do 3 podkategorií v závislosti na typu intramolekulární dluhopisy, které tvoří sloučenina:
- Iontové sloučeniny vykazují elektrostatických sil mezi molekulami, které tvoří silné vazby s ostatními iontové druhy.
- kovalentní sloučeniny vykazují van der Waalsovy intermolekulární síly, které tvoří vazby různých sil s jinými kovalentními sloučeninami. Mezi tři typy van der Waalsových sil patří: 1) disperze (slabá), 2) dipól-dipól (střední) a 3) vodík (silný).
- iont-dipólové vazby (iontové druhy na kovalentní molekuly) se vytvářejí mezi ionty a polárními molekulami., Tyto sloučeniny obvykle tvoří střední až silné vazby.
níže je popsáno pět druhů intermolekulárních sil; popsané síly vazby se pohybují od nejsilnějších po nejslabší (Poslední 3 jsou příklady van der Waalsových sil). Nezapomeňte, že toto srovnání je vzhledem k jiným intermolekulárním atrakcím a ne kovalentní nebo iontové síle vazby; existuje mnoho výjimek, které zde nejsou poskytovány.
- elektrostatické: atraktivní síly mezi ionty opačného náboje; např. NaCl vázané na jinou NaCl za vzniku krystalu soli.,
- Ion-Dipól: síly přitažlivosti mezi kation/anion a rozpouštědlo molekul při rozpuštění ve vodě nebo jiné polární molekuly, např. rozpouštění NaCl v H2O tvoří Na+ a Cl – obklopen molekulami vody.
- Vodíkové vazby: speciální typ dipól-dipólová interakce mezi atom vodíku v polárních dluhopisů jako O-H nebo N-H a elektronegativní atomy, N, O nebo F. Ty jsou mnohem silnější síly přitažlivosti než ostatní dipól-dipól síly., Když je H, velmi malý atom, spojen s jinými velmi malými atomy s vysokou elektronegativitou, tvoří silnou přitažlivost k jiným podobným atomům. Pouze N, O A F tvoří vodíkové vazby. Molekuly vody také tvoří vodíkové vazby s jinými molekulami vody.
- dipól-dipól: síly přitažlivosti mezi polárními molekulami. Například jedna molekula H2O je přitahována k jiné molekule H2O, protože H2O je polární molekula. Voda se nazývá univerzální rozpouštědlo, protože se v něm rozpustí mnoho iontových a kovalentních sloučenin.,
- Rozptyl (Londýn síly): přitažlivé síly, které vznikají mezi dočasných dipólů a indukovaných dipólů v atomy nebo molekuly, např., I2 vázané na I2 tvoří kapalné nebo pevné jódu. Čím větší je molekula, tím silnější je disperzní síla.