Sisältö
Kovalenttinen sidos on sidos, jossa kaksi atomia jakavat elektroneja. Jaettujen elektronien avulla liimataan kaksi magneettia yhteen. Liima muuttaa kaksi magneettia yhdeksi molekyyliksi. Aineilla, jotka koostuvat erillisistä molekyyleistä, ei toisaalta ole kovalenttisia sidoksia. Näiden molekyylien välillä tapahtuu kuitenkin vielä sitoutumista. Monentyyppiset molekyylien väliset voimat sallivat erillisten molekyylien sitoutumisen toisiinsa niin monien pienten magneettien kanssa, ettei liimaa tarvita.
Vety sitoutuminen
Molekyylienvälinen vety-sidos on vetovoima kahden erillisen molekyylin välillä. Jokaisessa molekyylissä on oltava vetyatomi, joka on sitoutunut kovalenttisesti toiseen atomiin, joka on enemmän elektronegatiivista. Atomilla, joka on enemmän elektronegatiivista kuin vety, on taipumus vetää kovalenttisessa sidoksessaan olevat jaetut elektronit itseään kohti, pois vedystä. Elektroneilla on negatiivisia varauksia. Tämä johtaa hetkelliseen lievästi positiiviseen varaukseen vetyatomissa ja hetkellisen lievästi negatiiviseen varaukseen enemmän sähköä negatiiviseen atomiin. Nämä kaksi vähäistä varausta tekevät kustakin erillisestä molekyylistä heikon ”minimagneetin”. Monet minimagneetit, kuten vesimolekyylit (H2O) kupillisessa vettä, antavat aineelle hiukan tahmean ominaisuuden.
Lontoon hajontajoukot
Lontoon hajontajoukot kuuluvat luokkaan ns. Van der Waals -joukot. Ei-polaariset molekyylit ovat molekyylejä, joilla ei ole todellista sähkövarausta tai joissa ei ole voimakkaasti sähköä negatiivisia atomeja. Ei-polaarisilla molekyyleillä voi kuitenkin olla hetkellisesti lievästi negatiivisia varauksia. Syynä on, että kunkin molekyylin muodostavat atomit ympäröivät elektronit eivät pysy yhdessä paikassa, vaan voivat liikkua. Joten jos monet elektronit, joilla on negatiivisia varauksia, sattuvat olemaan lähellä molekyylin päätä, niin molekyylillä on nyt hieman - mutta hetkellisesti - negatiivinen pää. Samanaikaisesti toinen pää on hetkellisesti hieman positiivinen. Tämä elektronien käyttäytyminen voi antaa ei-polaariselle aineelle, kuten pitkille hiilivetyketjuille, tarttuvuuden, joka vaikeuttaa niiden kiehumista. Itse asiassa mitä suurempi hiilivetyketju on, sitä enemmän lämpöä tarvitaan sen kiehumiseen.
Dipoli-dipoli-vuorovaikutukset
Dipoli-dipoli-vuorovaikutukset ovat toinen Van der Waals -voiman tyyppi. Tässä tapauksessa molekyylillä on erittäin elektronegatiivinen atomi toisessa päässä ja ei-polaariset molekyylit toisessa päässä. Kloorietaani on esimerkki (CH3CH2Cl). Klooriatomi (Cl) on kovalenttisesti sitoutunut hiiliatomiin, eli ne jakavat elektroneja. Koska kloori on enemmän elektronegatiivista kuin hiili, kloori houkuttelee jaetut elektronit paremmin ja sillä on hiukan negatiivinen varaus. Hieman negatiiviseen klooriatomiin viitataan yhtenä navana ja hiukan positiivisena hiiliatomina toisena navana - kuten magneetin pohjois- ja etelänapaina. Tällä tavalla kaksi erillistä kloorietaanimolekyyliä voi sitoutua toisiinsa.
Ionisidonta
Orgaaniset suolat, kuten kalsiumfosfaatti (Ca3 (PO4) 2), ovat liukenemattomia, mikä tarkoittaa, että ne muodostavat kiinteän sakan. Kalsium (Ca ++) -ionit ja fosfaatti-ionit (PO4 ---) eivät ole kovalenttisesti kytketty toisin sanoen, että ne eivät jaa elektroneja. Nämä kaksi ionia muodostavat kuitenkin kiinteän verkon, koska niillä on täysi, ei osittainen, sähkövaraus. Kalsiumioni on positiivisesti varautunut ja fosfaatti-ionin varaus on negatiivinen. Vaikka kalsiumioni on atomi, fosfaatti-ioni on molekyyli. Siksi ioninen sitoutuminen on eräänlainen sitoutuminen, joka tapahtuu aineessa, joka koostuu erillisistä molekyyleistä.