Ta to magneter tett sammen, og innen en viss avstand vil de to magneter trekke mot hverandre og deretter festes. Når magnetene er trukket fra hverandre, er de fortsatt intakte, bare atskilt fra hverandre. Hvis molekyler oppfører seg på denne måten - enten de er sammen eller trukket fra hverandre, beholder de molekylær identitet - blir de ansett som diskrete molekyler.
Diskret vs. Kontinuerlig synspunkt
Diskret molekyler beholder molekylær identitet, og slike molekyler vil fungere som forskjellige materieenheter, som sandkorn. Dette ville forklare hvorfor molekyler eller grunnstoffer kunne "feste" seg sammen i en kjemisk binding.
Å bli vurdert kontinuerlige, ville det ikke være noen skarpe inndelinger, og ett element eller molekyl ville blandes inn i et annet i en kjemisk binding. Dette ville forklare stabilitet eller magnetismens kraft. Merk at molekyler er ikke betraktet som indiskret.
Diskret kontra kontinuerlig er analog med å spørre om bestanddelene i universet fungerer som partikler eller bølger.
Diskrete molekyler og elementformer
I det diskrete synspunktet kan molekyler betraktes som diskrete i hvordan de virker på molekylært nivå. Diskret partikkelkjemi anser molekyler eller elementer som diskrete, avhengig av mangel på interaksjon.
Elementer i sin elementform kan betraktes som diskrete. Et element i sin elementform består bare av det elementet og ikke kombinert med andre elementer. Elementet ville eksistere fritt (ukombinert) i naturen. Slike stoffer, selv om de ser ut til å være enkle, produseres sjelden i ren form i naturen.
Alle edelgassene eksisterer i elementær form. Et eksempel på et metall i elementær form ville være gull, da det kan bli funnet i naturen i dets elementære tilstand. Andre elementer som er funnet ukombinert er kobber, sølv, svovel og karbon.
Diskrete molekyler: Diatomiske og andre molekyler
Flere av ikke-metallene eksisterer som gasser ved romtemperatur og som diatomiske molekyler: H2, N2, O2, F2, Cl2, JEG2 og Br2. Disse fungerer som diskrete molekyler.
Vurder også molekyler som vann som eksisterer i diskret form gjennom forskjellige tilstander av materie, for eksempel væske eller fast stoff. Når is smelter, endrer den tilstand, men opprettholder sin diskrete identitet.
Andre faste stater ville ikke opprettholde denne diskrete identiteten. For eksempel brytes vanlig salt, NaCl, til ioner i vandig tilstand og vil ikke bli ansett som diskret.
Diskrete molekyler og bindingsstyrker
Diskrete molekyler vil generelt ikke samhandle med andre molekyler.
Dipole-dipol-interaksjoner og spredningskrefter i London er to intermolekylær krafts som lar diskrete molekyler binde seg til hverandre som mange små magneter ville gjort.
Dipole-Dipole Interaksjoner
I dipol-dipol-interaksjoner dannes en delvis ladning i molekylet på grunn av ujevn fordeling av elektroner. En dipol er et par motsatte ladninger atskilt med en avstand. Et spesielt tilfelle av en dipol-dipol-interaksjon er hydrogenbinding.
Hydrogenbinding skjer mellom to separate molekyler. I hydrogenbinding må hvert molekyl ha et hydrogenatom som er kovalent bundet til et annet atom som er mer elektronegativt. Det mer elektronegative atomet vil trekke de delte elektronene i den kovalente bindingen mot seg selv og danne delvis positive ladninger.
Tenk for eksempel på vannmolekylet, H2O. Mellom hydrogenbindingen til et vannmolekyl og oksygenbindingen til et annet, er det en interaksjon basert på de delvis positive (hydrogenatom) og delvis negative (oksygenatom) ladninger.
Disse to små ladningene gjør hvert diskrete vannmolekyl til en svak magnet som vil tiltrekke seg andre diskrete vannmolekyler.
London Dispersion Forces
Londons spredningskrefter er den svakeste intermolekylære kraften. Det er en midlertidig attraksjon som skjer når elektroner på to tilstøtende atomer samhandler for å danne midlertidige dipoler.
Normalt danner bare polare molekyler dipoler. Det vil si elementer som binder og har en ganske høy elektronegativitetsforskjell. Imidlertid kan selv ikke-polare molekyler, de som ikke har delvise elektriske ladninger i seg, ha øyeblikkelig litt negative ladninger.
Siden elektroner ikke er stasjonære, er det mulig at mange av de negativt ladede elektronene kan være nær den ene enden av molekylet. For øyeblikket har molekylet en litt (om enn kortvarig) negativ slutt. Samtidig vil den andre enden være litt positiv.
Denne øyeblikkelige dipolen skaper en øyeblikkelig polar karakter og kan tillate diskrete molekyler å samhandle med nærliggende molekyler.
