Een covalente binding is een binding waarin twee atomen elektronen delen. De gedeelde elektronen hebben het effect van het aan elkaar lijmen van twee magneten. De lijm verandert de twee magneten in één molecuul. Stoffen die uit afzonderlijke moleculen bestaan, hebben daarentegen geen covalente bindingen. Er vindt echter nog altijd hechting tussen deze moleculen plaats. Verschillende soorten intermoleculaire krachten maken het voor discrete moleculen mogelijk om met elkaar te binden, omdat veel kleine magneten dit zouden doen zonder lijm.

Waterstofbinding

Intermoleculaire waterstofbinding is de aantrekkingskracht tussen twee afzonderlijke moleculen. Elk molecuul moet een waterstofatoom hebben dat covalent gebonden is aan een ander atoom dat meer elektronegatief is. Het atoom dat meer elektronegatief is dan waterstof heeft de neiging om de gedeelde elektronen in hun covalente binding naar zich toe te trekken, weg van waterstof. Elektronen hebben een negatieve lading. Dit resulteert in een tijdelijke licht positieve lading op het waterstofatoom en een tijdelijke licht negatieve lading op het meer elektronegatieve atoom. Deze twee kleine ladingen maken van elk afzonderlijk molecuul een zwakke 'minimagneet'. Veel minimagneten, zoals de watermoleculen (H2O) in een kopje water, geven een stof een enigszins kleverige eigenschap.

Londen Dispersie Krachten

London dispersiekrachten vallen binnen de categorie van Van der Waals krachten. Niet-polaire moleculen zijn moleculen die geen werkelijke elektrische lading hebben of geen sterk elektronegatieve atomen hebben. Niet-polaire moleculen kunnen echter tijdelijk licht negatieve ladingen hebben. De reden is dat de elektronen die de atomen omringen die elk molecuul vormen niet op één plek blijven, maar kunnen rondlopen. Dus als veel van de elektronen, die negatieve ladingen hebben, zich in de buurt van het ene uiteinde van het molecuul bevinden, heeft het molecuul nu een iets - maar tijdelijk - negatief einde. Tegelijkertijd zal het andere uiteinde even licht positief zijn. Dit gedrag van elektronen kan een niet-polaire substantie geven, zoals lange koolwaterstofketens, een kleverigheid waardoor ze moeilijker te koken zijn. Inderdaad, hoe groter de koolwaterstofketen, hoe meer warmte nodig is om het te koken.

Dipool-dipolaire interacties

Dipool-dipool-interacties zijn een ander type Van der Waals-kracht. In dit geval heeft een molecuul aan het ene uiteinde een sterk elektronegatief atoom en aan het andere uiteinde niet-polaire moleculen. Chloorethaan is een voorbeeld (CH3CH2Cl). Het chlooratoom (Cl) is covalent gebonden aan een koolstofatoom, wat betekent dat ze elektronen delen. Omdat chloor meer elektronegatief is dan koolstof, trekt chloor de gedeelde elektronen beter aan en heeft het een licht negatieve lading. Het enigszins negatieve chlooratoom wordt aangeduid als één pool en het enigszins positieve koolstofatoom is een andere pool - zoals de noord- en zuidpool van een magneet. Op deze manier kunnen twee meer afzonderlijke moleculen van chloorethaan aan elkaar binden.

Ionische verbindingen

Organische zouten zoals calciumfosfaat (Ca3 (P04) 2) zijn onoplosbaar, wat betekent dat ze een vast precipitaat. De calcium (Ca ++) ionen en de fosfaationen (PO4 ---) zijn niet covalent gekoppeld, wat betekent dat ze geen elektronen delen. De twee ionen vormen echter een stevig netwerk omdat ze volledige, niet gedeeltelijke, elektrische ladingen hebben. Het calciumion is positief geladen en het fosfaation is negatief geladen. Hoewel het calciumion een atoom is, is het fosfaation een molecuul. Dus, ionische binding is een vorm van binding die plaatsvindt in een stof die bestaat uit afzonderlijke moleculen.