Novietojiet divus magnētus cieši blakus, un noteiktā attālumā abi magnēti pievilks viens pret otru un pēc tam piestiprinās. Izvelkot, magnēti joprojām ir neskarti, tikai atsevišķi viens no otra. Ja molekulas rīkojas šādi - neatkarīgi no tā, vai tās ir kopā vai atrautas, tās saglabā molekulāro identitāti - tās tiek uzskatītas par atsevišķām molekulām.
Diskrēts vs. Nepārtraukts skatu punkts
Diskrēts molekulas saglabā molekulāro identitāti, un šādas molekulas darbotos kā atšķirīgas vielas vienības, piemēram, smilšu graudi. Tas izskaidrotu, kāpēc molekulas vai elementi varētu “pielipt” ķīmiskajā saitē.
Jāņem vērā nepārtraukts, nebūtu asu dalījumu, un viens elements vai molekula ķīmiskā saitē saplūst citā. Tas izskaidrotu stabilitāti vai magnētisma spēku. Ņemiet vērā, ka molekulas ir nē uzskatāms par nediskrētu.
Diskrētais pret nepārtraukto ir analogs jautājumam, vai Visuma sastāvdaļas darbojas kā daļiņas vai viļņi.
Diskrētās molekulas un elementu formas
Diskrētajā skatījumā molekulas var uzskatīt par diskrētām attiecībā uz to, kā tās darbojas molekulārā līmenī. Diskrētā daļiņu ķīmija molekulas vai elementus uzskata par diskrētiem atkarībā no mijiedarbības trūkuma.
Elementus to elementārajā formā var uzskatīt par diskrētiem. Elements tā elementārajā formā sastāv tikai no šī elementa un nav apvienots ar citiem elementiem. Elements dabā pastāvētu brīvs (nesavienots). Šādas vielas, lai arī šķietami vienkāršas, dabā reti tiek ražotas tīrā veidā.
Visas cēlās gāzes pastāv elementārā formā. Metāla piemērs elementārā formā būtu zelts, jo to dabā var atrast elementārā stāvoklī. Citi elementi, kas atrodami nesavienoti, ir varš, sudrabs, sērs un ogleklis.
Diskrētās molekulas: diatomiskās un citas molekulas
Vairāki nemetāli pastāv kā gāzes istabas temperatūrā un kā diatomiskas molekulas:2, N2, O2, F2, Cl2, Es2 un Br2. Tās darbojas kā atsevišķas molekulas.
Apsveriet arī tādas molekulas kā ūdens, kas pastāv diskrētā formā, izmantojot dažādus vielas stāvokļus, piemēram, šķidru vai cietu. Kad ledus izkūst, tas maina stāvokli, bet saglabā savu diskrēto identitāti.
Citi cietie stāvokļi šo diskrēto identitāti nesaglabātu. Piemēram, parastais sāls, NaCl, ūdens stāvoklī sadalās jonos un nebūtu uzskatāms par diskrētu.
Diskrētās molekulas un saistošie spēki
Diskrētās molekulas parasti nesadarbotos ar citām molekulām.
Dipola un dipola mijiedarbība un Londonas dispersijas spēki ir divi starpmolekulārais spēkss, kas ļauj atsevišķām molekulām sasaistīties savā starpā, kā to darītu daudzi mazi magnēti.
Dipola-Dipola mijiedarbība
Dipola un dipola mijiedarbībā molekulas iekšienē veidojas daļējs lādiņš elektronu nevienmērīgā sadalījuma dēļ. Dipols ir pretēju lādiņu pāris, kas atdalīts ar attālumu. Īpašs dipola un dipola mijiedarbības gadījums ir ūdeņraža savienošana.
Ūdeņraža savienošana notiek starp divām atsevišķām molekulām. Savienojot ūdeņradi, katrai molekulai jābūt ūdeņraža atomam, kas ir kovalenti saistīts ar citu elektronegatīvāku atomu. Vairāk elektronegatīvais atoms pievilks kopīgos elektronus kovalentās saites virzienā uz sevi, veidojot daļējus pozitīvus lādiņus.
Piemēram, ņemiet vērā ūdens molekulu H2O. Starp vienas ūdens molekulas ūdeņraža saiti un citas skābekļa saiti notiek mijiedarbība, kuras pamatā ir daļēji pozitīvi (ūdeņraža atoms) un daļēji negatīvi (skābekļa atoms) lādiņi.
Šie divi nelielie lādiņi katru atsevišķo ūdens molekulu pārvērš par vāju magnētu, kas piesaistīs citas diskrētas ūdens molekulas.
Londonas dispersijas spēki
Londonas dispersijas spēki ir vājākais starpmolekulārais spēks. Tā ir īslaicīga pievilcība, kas notiek, kad elektroni uz diviem blakus esošiem atomiem mijiedarbojas, veidojot pagaidu dipolus.
Parasti tikai polārās molekulas veido dipolus. Tas ir, elementi, kas saista un kuriem ir diezgan liela elektronegativitātes atšķirība. Tomēr pat nepolārām molekulām, kurām nav daļēju elektrisko lādiņu, var būt īslaicīgi nedaudz negatīvi lādiņi.
Tā kā elektroni nav stacionāri, iespējams, ka daudzi negatīvi lādētie elektroni var atrasties molekulas viena gala tuvumā. Šajā brīdī molekulai ir nedaudz (kaut arī īslaicīgi) negatīvs gals. Tajā pašā laikā otrais gals uz brīdi būs nedaudz pozitīvs.
Šis momentānais dipols rada īslaicīgu polāro raksturu un var ļaut atsevišķām molekulām mijiedarboties ar kaimiņu molekulām.