Creatas/Creatas/Getty Images

Breng twee magneten dicht bij elkaar, en binnen een bepaalde afstand zullen de twee magneten naar elkaar toe trekken en zich vervolgens hechten. Wanneer ze uit elkaar worden getrokken, zijn de magneten nog steeds intact, alleen gescheiden van elkaar. Als moleculen zich op deze manier gedragen – of ze nu samen of uit elkaar getrokken worden, behouden ze de moleculaire identiteit – worden ze beschouwd als afzonderlijke moleculen.

Discreet versus continu gezichtspunt

Discreet versus continu gezichtspunt

Discreet moleculen behouden hun moleculaire identiteit, en dergelijke moleculen zouden fungeren als afzonderlijke eenheden van materie, zoals zandkorrels. Dit zou verklaren waarom moleculen of elementen aan elkaar kunnen 'kleven' in een chemische binding.

Moet als continu worden beschouwd Er zouden geen scherpe scheidingen zijn, en het ene element of molecuul zou in een chemische binding in het andere overgaan. Dit zou de stabiliteit of de kracht van magnetisme verklaren. Merk op dat moleculen niet zijn als indiscreet beschouwd.

Discreet versus continu is analoog aan de vraag of de bestanddelen van het universum zich gedragen als deeltjes of als golven.

DiscreteMoleculen en Elementaire Vormen

Discreet
Moleculen en elementaire vormen

Vanuit discreet oogpunt kunnen moleculen als discreet worden beschouwd in de manier waarop ze op moleculair niveau werken. Discrete deeltjeschemie beschouwt moleculen of elementen als discreet, afhankelijk van het gebrek aan interactie.

Elementen in hun elementaire vorm kunnen als discreet worden beschouwd. Een element in zijn elementaire vorm bestaat alleen uit dat element en wordt niet gecombineerd met andere elementen. Het element zou vrij (niet-gecombineerd) van aard zijn. Dergelijke stoffen, hoewel ogenschijnlijk eenvoudig, worden in de natuur zelden in zuivere vorm geproduceerd.

Alle edelgassen bestaan in elementaire vorm. Een voorbeeld van een metaal in elementaire vorm is goud, omdat het in zijn elementaire staat in de natuur kan worden aangetroffen. Andere elementen die ongecombineerd worden aangetroffen zijn koper, zilver, zwavel en koolstof.

Discrete moleculen:diatomaire en andere moleculen

Discrete moleculen:
Diatomische en andere moleculen

Verschillende niet-metalen bestaan als gassen bij kamertemperatuur en als tweeatomige moleculen:H2, N2, O2, F2, Cl2, I2 en Br2. Deze fungeren als discrete moleculen.

Denk ook eens aan moleculen zoals water die in discrete vorm bestaan in verschillende toestanden van materie, zoals vloeibaar of vast. Wanneer ijs smelt, verandert het van toestand, maar behoudt het zijn discrete identiteit.

Andere vaste staten zouden deze discrete identiteit niet behouden. Keukenzout, NaCl, valt bijvoorbeeld in waterige toestand uiteen in ionen en wordt niet als afzonderlijk beschouwd.

DiscreteMoleculen en bindende krachten

Discreet
Moleculen en bindingskrachten

Discrete moleculen zouden over het algemeen geen interactie hebben met andere moleculen.

Dipool-dipool-interacties en Londense dispersiekrachten zijn twee intermoleculaire krachten s die ervoor zorgen dat afzonderlijke moleculen zich met elkaar kunnen binden, zoals veel kleine magneten dat zouden doen.

Dipool-dipoolinteracties

Dipool-dipoolinteracties

Bij dipool-dipoolinteracties vormt zich een gedeeltelijke lading binnen het molecuul als gevolg van de ongelijkmatige verdeling van elektronen. Een dipool is een paar tegengestelde ladingen, gescheiden door een afstand. Een speciaal geval van een dipool-dipoolinteractie is waterstofbinding.

Waterstofbinding gebeurt tussen twee afzonderlijke moleculen. Bij waterstofbinding moet elk molecuul een waterstofatoom hebben dat covalent gebonden is aan een ander atoom dat meer elektronegatief is. Het meer elektronegatieve atoom zal de gedeelde elektronen binnen de covalente binding naar zichzelf toe trekken, waardoor gedeeltelijke positieve ladingen worden gevormd.

Neem bijvoorbeeld het watermolecuul H2O. Tussen de waterstofbinding van het ene watermolecuul en de zuurstofbinding van een ander watermolecuul is er een interactie gebaseerd op de gedeeltelijk positieve (waterstofatoom) en gedeeltelijk negatieve (zuurstofatoom) ladingen.

Deze twee kleine ladingen veranderen elk afzonderlijk watermolecuul in een zwakke magneet die andere afzonderlijke watermoleculen zal aantrekken.

London Dispersion Forces

Londen
Verspreidingskrachten

De Londense dispersiekrachten zijn de zwakste intermoleculaire kracht. Het is een tijdelijke aantrekking die plaatsvindt wanneer elektronen op twee aangrenzende atomen op elkaar inwerken en tijdelijke dipolen vormen.

Normaal gesproken vormen alleen polaire moleculen dipolen. Dat wil zeggen, elementen die binden en een vrij hoog elektronegativiteitsverschil hebben. Maar zelfs niet-polaire moleculen, die geen gedeeltelijke elektrische lading in zich hebben, kunnen tijdelijk een licht negatieve lading hebben.

Omdat elektronen niet stationair zijn, is het mogelijk dat veel van de negatief geladen elektronen zich nabij één uiteinde van het molecuul bevinden. Op dit moment heeft het molecuul een enigszins (zij het kortstondig) negatief uiteinde. Tegelijkertijd zal het andere uiteinde tijdelijk licht positief zijn.

Deze ogenblikkelijke dipool creëert een kortstondig polair karakter en kan afzonderlijke moleculen laten interageren met naburige moleculen.