Η έννοια του χημικού δεσμού δεν έχει μικρή σημασία σε διάφορους τομείς της χημείας ως επιστήμης. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι με τη βοήθειά του μεμονωμένα άτομα μπορούν να συνδυάζονται σε μόρια, σχηματίζοντας κάθε είδους ουσίες, οι οποίες, με τη σειρά τους, αποτελούν αντικείμενο χημικής έρευνας.
Η ποικιλία των ατόμων και των μορίων σχετίζεται με την εμφάνιση διαφόρων τύπων δεσμών μεταξύ τους. Οι διαφορετικές κατηγορίες μορίων χαρακτηρίζονται από τα δικά τους χαρακτηριστικά κατανομής ηλεκτρονίων, και ως εκ τούτου τους δικούς τους τύπους δεσμών.
Βασικές έννοιες
Ένας χημικός δεσμός είναι ένα σύνολο αλληλεπιδράσεων που οδηγούν στη σύνδεση ατόμων για να σχηματιστούν σταθερά σωματίδια πιο πολύπλοκης δομής (μόρια, ιόντα, ρίζες), καθώς και συσσωματώματα (κρύσταλλοι, γυαλιά κ.λπ.). Η φύση αυτών των αλληλεπιδράσεων είναι ηλεκτρικής φύσης και προκύπτουν κατά την κατανομή των ηλεκτρονίων σθένους στα άτομα που πλησιάζουν.
Σθένος ονομάζεται συνήθως η ικανότητα ενός ατόμου να σχηματίζει έναν ορισμένο αριθμό δεσμών με άλλα άτομα. Στις ιοντικές ενώσεις, ο αριθμός των δεδομένων ή προσκολλημένων ηλεκτρονίων λαμβάνεται ως τιμή σθένους. ΣΤΟστις ομοιοπολικές ενώσεις, είναι ίσος με τον αριθμό των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων.
Η κατάσταση οξείδωσης νοείται ως το υπό όρους φορτίο που θα μπορούσε να υπάρχει σε ένα άτομο εάν όλοι οι πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί ήταν ιοντικοί.
Η πολλαπλότητα του δεσμού είναι ο αριθμός των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων μεταξύ των υπό εξέταση ατόμων.
Οι δεσμοί που εξετάζονται σε διάφορους κλάδους της χημείας μπορούν να χωριστούν σε δύο τύπους χημικών δεσμών: αυτούς που οδηγούν στο σχηματισμό νέων ουσιών (ενδομοριακούς) και αυτούς που προκύπτουν μεταξύ μορίων (διαμοριακούς).
Βασικά χαρακτηριστικά επικοινωνίας
Η ενέργεια δέσμευσης είναι η ενέργεια που απαιτείται για να σπάσει όλους τους υπάρχοντες δεσμούς σε ένα μόριο. Είναι επίσης η ενέργεια που απελευθερώνεται κατά τον σχηματισμό δεσμών.
Το μήκος του δεσμού είναι η απόσταση μεταξύ γειτονικών πυρήνων ατόμων σε ένα μόριο, στην οποία εξισορροπούνται οι δυνάμεις έλξης και απώθησης.
Αυτά τα δύο χαρακτηριστικά του χημικού δεσμού των ατόμων αποτελούν μέτρο της δύναμής του: όσο μικρότερο είναι το μήκος και όσο μεγαλύτερη είναι η ενέργεια, τόσο ισχυρότερος είναι ο δεσμός.
Γωνία δεσμού συνήθως ονομάζεται η γωνία μεταξύ των αναπαριστώμενων γραμμών που διέρχονται προς την κατεύθυνση του δεσμού μέσα από τους πυρήνες των ατόμων.
Μέθοδοι για την περιγραφή συνδέσμων
Οι πιο κοινές δύο προσεγγίσεις για την εξήγηση του χημικού δεσμού, δανεισμένες από την κβαντομηχανική:
Μέθοδος μοριακών τροχιακών. Θεωρεί ένα μόριο ως ένα σύνολο ηλεκτρονίων και πυρήνων ατόμων, με κάθε μεμονωμένο ηλεκτρόνιο να κινείται στο πεδίο δράσης όλων των άλλων ηλεκτρονίων και πυρήνων. Το μόριο έχει μια τροχιακή δομή και όλα τα ηλεκτρόνια του κατανέμονται κατά μήκος αυτών των τροχιών. Επίσης, αυτή η μέθοδος ονομάζεται MO LCAO, που σημαίνει "μοριακό τροχιακό - ένας γραμμικός συνδυασμός ατομικών τροχιακών".
Μέθοδος δεσμών σθένους. Αντιπροσωπεύει ένα μόριο ως σύστημα δύο κεντρικών μοριακών τροχιακών. Επιπλέον, καθένα από αυτά αντιστοιχεί σε έναν δεσμό μεταξύ δύο γειτονικών ατόμων στο μόριο. Η μέθοδος βασίζεται στις ακόλουθες διατάξεις:
- Ο σχηματισμός ενός χημικού δεσμού πραγματοποιείται από ένα ζεύγος ηλεκτρονίων με αντίθετα σπιν, τα οποία βρίσκονται μεταξύ των δύο θεωρούμενων ατόμων. Το σχηματισμένο ζεύγος ηλεκτρονίων ανήκει σε δύο άτομα εξίσου.
- Ο αριθμός των δεσμών που σχηματίζονται από ένα ή άλλο άτομο είναι ίσος με τον αριθμό των μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων στο έδαφος και στη διεγερμένη κατάσταση.
- Αν τα ζεύγη ηλεκτρονίων δεν συμμετέχουν στο σχηματισμό ενός δεσμού, τότε ονομάζονται μοναχικά ζεύγη.
Ηλεκτραρνητικότητα
Είναι δυνατός ο προσδιορισμός του τύπου του χημικού δεσμού σε ουσίες με βάση τη διαφορά στις τιμές ηλεκτραρνητικότητας των συστατικών του ατόμων. Η ηλεκτροαρνητικότητα νοείται ως η ικανότητα των ατόμων να έλκουν κοινά ζεύγη ηλεκτρονίων (νέφος ηλεκτρονίων), η οποία οδηγεί σε πόλωση δεσμών.
Υπάρχουν διάφοροι τρόποι για τον προσδιορισμό των τιμών της ηλεκτραρνητικότητας των χημικών στοιχείων. Ωστόσο, η πιο συχνά χρησιμοποιούμενη είναι η κλίμακα που βασίζεται σε θερμοδυναμικά δεδομένα, η οποία προτάθηκε το 1932 από τον L. Pauling.
Όσο μεγαλύτερη είναι η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων, τόσο πιο έντονη είναι η ιονότητά του. Αντίθετα, ίσες ή κοντινές τιμές ηλεκτραρνητικότητας υποδηλώνουν την ομοιοπολική φύση του δεσμού. Με άλλα λόγια, είναι δυνατό να προσδιοριστεί μαθηματικά ποιος χημικός δεσμός παρατηρείται σε ένα συγκεκριμένο μόριο. Για να γίνει αυτό, πρέπει να υπολογίσετε το ΔX - τη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα των ατόμων σύμφωνα με τον τύπο: ΔX=|X 1 -X 2 |.
- Αν ΔΧ>1, 7, τότε ο δεσμός είναι ιοντικός.
- Αν 0,5≦ΔΧ≦1,7, τότε ο ομοιοπολικός δεσμός είναι πολικός.
- Αν ΔΧ=0 ή κοντά σε αυτό, τότε ο δεσμός είναι ομοιοπολικός μη πολικός.
Ιωνικός δεσμός
Ιονικός είναι ένας τέτοιος δεσμός που εμφανίζεται μεταξύ ιόντων ή λόγω της πλήρους απόσυρσης ενός κοινού ζεύγους ηλεκτρονίων από ένα από τα άτομα. Στις ουσίες, αυτός ο τύπος χημικών δεσμών πραγματοποιείται με δυνάμεις ηλεκτροστατικής έλξης.
Τα ιόντα είναι φορτισμένα σωματίδια που σχηματίζονται από άτομα ως αποτέλεσμα της πρόσληψης ή απώλειας ηλεκτρονίων. Όταν ένα άτομο δέχεται ηλεκτρόνια, αποκτά αρνητικό φορτίο και γίνεται ανιόν. Εάν ένα άτομο δίνει ηλεκτρόνια σθένους, γίνεται ένα θετικά φορτισμένο σωματίδιο που ονομάζεται κατιόν.
Είναι χαρακτηριστικό των ενώσεων που σχηματίζονται από την αλληλεπίδραση ατόμων τυπικών μετάλλων με άτομα τυπικών αμετάλλων. Το κυριότερο αυτής της διαδικασίας είναι η φιλοδοξία των ατόμων να αποκτήσουν σταθερές ηλεκτρονικές διαμορφώσεις. Και για αυτό, τα τυπικά μέταλλα και τα αμέταλλα πρέπει να δώσουν ή να δέχονται μόνο 1-2 ηλεκτρόνια,που το κάνουν με ευκολία.
Ο μηχανισμός σχηματισμού ενός ιοντικού χημικού δεσμού σε ένα μόριο θεωρείται παραδοσιακά χρησιμοποιώντας το παράδειγμα της αλληλεπίδρασης νατρίου και χλωρίου. Τα άτομα αλκαλιμετάλλου δωρίζουν εύκολα ένα ηλεκτρόνιο που έλκεται από ένα άτομο αλογόνου. Το αποτέλεσμα είναι το κατιόν Na+ και το ανιόν Cl-, τα οποία συγκρατούνται μαζί με ηλεκτροστατική έλξη.
Δεν υπάρχει ιδανικός ιοντικός δεσμός. Ακόμη και σε τέτοιες ενώσεις, που συχνά αναφέρονται ως ιοντικές, η τελική μεταφορά ηλεκτρονίων από άτομο σε άτομο δεν συμβαίνει. Το σχηματισμένο ζεύγος ηλεκτρονίων παραμένει ακόμα σε κοινή χρήση. Επομένως, μιλούν για τον βαθμό ιονισμού ενός ομοιοπολικού δεσμού.
Ο ιοντικός δεσμός χαρακτηρίζεται από δύο κύριες ιδιότητες που σχετίζονται μεταξύ τους:
- μη κατευθυντικό, δηλαδή το ηλεκτρικό πεδίο γύρω από το ιόν έχει σχήμα σφαίρας,
- Ακορεσμός, δηλαδή ο αριθμός των αντίθετα φορτισμένων ιόντων που μπορούν να τοποθετηθούν γύρω από οποιοδήποτε ιόν, καθορίζεται από το μέγεθός τους.
Ομοιοπολικός χημικός δεσμός
Ο δεσμός που σχηματίζεται όταν τα νέφη ηλεκτρονίων των ατόμων μη μετάλλων επικαλύπτονται, δηλαδή πραγματοποιούνται από ένα κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων, ονομάζεται ομοιοπολικός δεσμός. Ο αριθμός των κοινών ζευγών ηλεκτρονίων καθορίζει την πολλαπλότητα του δεσμού. Έτσι, τα άτομα υδρογόνου συνδέονται με έναν απλό δεσμό H··H και τα άτομα οξυγόνου σχηματίζουν διπλό δεσμό O::O.
Υπάρχουν δύο μηχανισμοί για τον σχηματισμό του:
- Ανταλλαγή - κάθε άτομο αντιπροσωπεύει ένα ηλεκτρόνιο για το σχηματισμό ενός κοινού ζεύγους: A +B=A: B, ενώ η σύνδεση περιλαμβάνει εξωτερικά ατομικά τροχιακά, στα οποία βρίσκεται ένα ηλεκτρόνιο.
- Δότης-δέκτης - για να σχηματιστεί ένας δεσμός, ένα από τα άτομα (δότης) παρέχει ένα ζεύγος ηλεκτρονίων και το δεύτερο (δέκτης) - ένα ελεύθερο τροχιακό για την τοποθέτησή του: A +:B=A:B.
Οι τρόποι με τους οποίους τα νέφη ηλεκτρονίων επικαλύπτονται όταν σχηματίζεται ένας ομοιοπολικός χημικός δεσμός είναι επίσης διαφορετικοί.
- Απευθείας. Η περιοχή επικάλυψης του νέφους βρίσκεται σε μια ευθεία νοητή γραμμή που συνδέει τους πυρήνες των υπό εξέταση ατόμων. Στην περίπτωση αυτή σχηματίζονται σ-δεσμοί. Ο τύπος του χημικού δεσμού που εμφανίζεται σε αυτή την περίπτωση εξαρτάται από τον τύπο των νεφών ηλεκτρονίων που υφίστανται επικάλυψη: s-s, s-p, p-p, s-d ή p-d σ-δεσμοί. Σε ένα σωματίδιο (μόριο ή ιόν), μόνο ένας σ-δεσμός μπορεί να συμβεί μεταξύ δύο γειτονικών ατόμων.
- Πλάγια. Εκτελείται και στις δύο πλευρές της γραμμής που συνδέει τους πυρήνες των ατόμων. Έτσι σχηματίζεται ένας π-δεσμός και είναι δυνατές και οι ποικιλίες του: p-p, p-d, d-d. Χωριστά από τον δεσμό σ, ο δεσμός π δεν σχηματίζεται ποτέ· μπορεί να είναι σε μόρια που περιέχουν πολλαπλούς (διπλούς και τριπλούς) δεσμούς.
Ιδιότητες ομοιοπολικού δεσμού
Καθορίζουν τα χημικά και φυσικά χαρακτηριστικά των ενώσεων. Οι κύριες ιδιότητες οποιουδήποτε χημικού δεσμού σε ουσίες είναι η κατευθυντικότητα, η πολικότητα και η πολωσιμότητά του, καθώς και ο κορεσμός.
Η κατευθυντικότητα του δεσμού καθορίζει τα χαρακτηριστικά του μοριακούτη δομή των ουσιών και το γεωμετρικό σχήμα των μορίων τους. Η ουσία του έγκειται στο γεγονός ότι η καλύτερη επικάλυψη των νεφών ηλεκτρονίων είναι δυνατή με έναν συγκεκριμένο προσανατολισμό στο διάστημα. Οι επιλογές για το σχηματισμό δεσμών σ και π έχουν ήδη εξεταστεί παραπάνω.
Κορεσμός νοείται ως η ικανότητα των ατόμων να σχηματίζουν έναν ορισμένο αριθμό χημικών δεσμών σε ένα μόριο. Ο αριθμός των ομοιοπολικών δεσμών για κάθε άτομο περιορίζεται από τον αριθμό των εξωτερικών τροχιακών.
Η πολικότητα του δεσμού εξαρτάται από τη διαφορά στις τιμές ηλεκτραρνητικότητας των ατόμων. Καθορίζει την ομοιομορφία της κατανομής των ηλεκτρονίων μεταξύ των πυρήνων των ατόμων. Ένας ομοιοπολικός δεσμός σε αυτή τη βάση μπορεί να είναι πολικός ή μη πολικός.
- Αν το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων ανήκει εξίσου σε καθένα από τα άτομα και βρίσκεται στην ίδια απόσταση από τους πυρήνες τους, τότε ο ομοιοπολικός δεσμός είναι μη πολικός.
- Αν το κοινό ζεύγος ηλεκτρονίων μετατοπιστεί στον πυρήνα ενός από τα άτομα, τότε σχηματίζεται ένας ομοιοπολικός πολικός χημικός δεσμός.
Η πολωσιμότητα εκφράζεται με τη μετατόπιση ηλεκτρονίων δεσμού υπό τη δράση ενός εξωτερικού ηλεκτρικού πεδίου, το οποίο μπορεί να ανήκει σε άλλο σωματίδιο, γειτονικούς δεσμούς στο ίδιο μόριο ή να προέρχεται από εξωτερικές πηγές ηλεκτρομαγνητικών πεδίων. Έτσι, ένας ομοιοπολικός δεσμός υπό την επιρροή τους μπορεί να αλλάξει την πολικότητα του.
Κάτω από τον υβριδισμό των τροχιακών κατανοήστε την αλλαγή στις μορφές τους στην υλοποίηση ενός χημικού δεσμού. Αυτό είναι απαραίτητο για να επιτευχθεί η πιο αποτελεσματική επικάλυψη. Υπάρχουν οι ακόλουθοι τύποι υβριδισμού:
- sp3. Ένα s- και τρία p-τροχιακά σχηματίζουν τέσσερα«υβριδικά» τροχιακά του ίδιου σχήματος. Εξωτερικά, μοιάζει με τετράεδρο με γωνία μεταξύ των αξόνων 109 °.
- sp2. Ένα s- και δύο p-τροχιακά σχηματίζουν ένα επίπεδο τρίγωνο με γωνία μεταξύ των αξόνων 120°.
- sp. Ένα s- και ένα p-τροχιακό σχηματίζουν δύο "υβριδικά" τροχιακά με γωνία μεταξύ των αξόνων τους 180°.
Μεταλλικός δεσμός
Ένα χαρακτηριστικό της δομής των ατόμων μετάλλου είναι η μάλλον μεγάλη ακτίνα και η παρουσία μικρού αριθμού ηλεκτρονίων στα εξωτερικά τροχιακά. Ως αποτέλεσμα, σε τέτοια χημικά στοιχεία, ο δεσμός μεταξύ του πυρήνα και των ηλεκτρονίων σθένους είναι σχετικά αδύναμος και σπάει εύκολα.
Μεταλλικός δεσμός είναι μια τέτοια αλληλεπίδραση μεταξύ ατόμων-ιόντων μετάλλων, η οποία πραγματοποιείται με τη βοήθεια μη εντοπισμένων ηλεκτρονίων.
Στα μεταλλικά σωματίδια, τα ηλεκτρόνια σθένους μπορούν εύκολα να αφήσουν τα εξωτερικά τροχιακά, καθώς και να καταλάβουν κενές θέσεις σε αυτά. Έτσι, σε διαφορετικούς χρόνους, το ίδιο σωματίδιο μπορεί να είναι άτομο και ιόν. Τα ηλεκτρόνια που αποσπώνται από αυτά κινούνται ελεύθερα σε όλο τον όγκο του κρυσταλλικού πλέγματος και δημιουργούν έναν χημικό δεσμό.
Αυτός ο τύπος δεσμού έχει ομοιότητες με τον ιοντικό και τον ομοιοπολικό. Όπως και για τα ιοντικά, τα ιόντα είναι απαραίτητα για την ύπαρξη μεταλλικού δεσμού. Αν όμως για την υλοποίηση της ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης στην πρώτη περίπτωση χρειάζονται κατιόντα και ανιόντα, τότε στη δεύτερη ο ρόλος των αρνητικά φορτισμένων σωματιδίων παίζουν τα ηλεκτρόνια. Αν συγκρίνουμε έναν μεταλλικό δεσμό με έναν ομοιοπολικό δεσμό, τότε ο σχηματισμός και των δύο απαιτεί κοινά ηλεκτρόνια. Ωστόσο, σεΣε αντίθεση με έναν πολικό χημικό δεσμό, δεν εντοπίζονται μεταξύ δύο ατόμων, αλλά ανήκουν σε όλα τα μεταλλικά σωματίδια στο κρυσταλλικό πλέγμα.
Οι μεταλλικοί δεσμοί είναι υπεύθυνοι για τις ειδικές ιδιότητες σχεδόν όλων των μετάλλων:
- πλαστικότητα, που υπάρχει λόγω της πιθανότητας μετατόπισης στρωμάτων ατόμων στο κρυσταλλικό πλέγμα που συγκρατείται από αέριο ηλεκτρονίων;
- μεταλλική λάμψη, η οποία παρατηρείται λόγω της ανάκλασης των ακτίνων φωτός από τα ηλεκτρόνια (στην κατάσταση της σκόνης δεν υπάρχει κρυσταλλικό πλέγμα και, επομένως, τα ηλεκτρόνια κινούνται κατά μήκος του);
- ηλεκτρική αγωγιμότητα, η οποία πραγματοποιείται από ένα ρεύμα φορτισμένων σωματιδίων, και σε αυτήν την περίπτωση, μικρά ηλεκτρόνια κινούνται ελεύθερα μεταξύ μεγάλων μεταλλικών ιόντων.
- θερμική αγωγιμότητα, που παρατηρείται λόγω της ικανότητας των ηλεκτρονίων να μεταφέρουν θερμότητα.
δεσμός υδρογόνου
Αυτός ο τύπος χημικού δεσμού μερικές φορές ονομάζεται ενδιάμεσος μεταξύ ομοιοπολικής και διαμοριακής αλληλεπίδρασης. Εάν ένα άτομο υδρογόνου έχει δεσμό με ένα από τα έντονα ηλεκτραρνητικά στοιχεία (όπως φώσφορο, οξυγόνο, χλώριο, άζωτο), τότε μπορεί να σχηματίσει έναν επιπλέον δεσμό, που ονομάζεται υδρογόνο.
Είναι πολύ πιο αδύναμος από όλους τους τύπους δεσμών που εξετάστηκαν παραπάνω (η ενέργεια δεν είναι μεγαλύτερη από 40 kJ/mol), αλλά δεν μπορεί να παραμεληθεί. Γι' αυτό ο χημικός δεσμός υδρογόνου στο διάγραμμα μοιάζει με διακεκομμένη γραμμή.
Η εμφάνιση δεσμού υδρογόνου είναι δυνατή λόγω της ηλεκτροστατικής αλληλεπίδρασης δότη-δέκτη ταυτόχρονα. Μεγάλη διαφορά στις αξίεςΗ ηλεκτραρνητικότητα οδηγεί στην εμφάνιση περίσσειας πυκνότητας ηλεκτρονίων στα άτομα O, N, F και άλλα, καθώς και στην έλλειψή της στο άτομο υδρογόνου. Σε περίπτωση που δεν υπάρχει χημικός δεσμός μεταξύ τέτοιων ατόμων, ενεργοποιούνται ελκτικές δυνάμεις εάν είναι αρκετά κοντά. Σε αυτήν την περίπτωση, το πρωτόνιο είναι ένας δέκτης ζεύγους ηλεκτρονίων και το δεύτερο άτομο είναι ένας δότης.
Ο δεσμός υδρογόνου μπορεί να συμβεί τόσο μεταξύ γειτονικών μορίων, για παράδειγμα, νερού, καρβοξυλικών οξέων, αλκοολών, αμμωνίας, όσο και εντός ενός μορίου, για παράδειγμα, σαλικυλικού οξέος.
Η παρουσία ενός δεσμού υδρογόνου μεταξύ των μορίων του νερού εξηγεί μια σειρά από μοναδικές φυσικές του ιδιότητες:
- Οι τιμές της θερμοχωρητικότητας, της διηλεκτρικής σταθεράς, των σημείων βρασμού και τήξης, σύμφωνα με τους υπολογισμούς, θα πρέπει να είναι πολύ μικρότερες από τις πραγματικές, γεγονός που εξηγείται από τη σύνδεση των μορίων και την ανάγκη να δαπανηθούν ενέργεια για τη διάσπαση των διαμοριακών δεσμών υδρογόνου.
- Σε αντίθεση με άλλες ουσίες, όταν η θερμοκρασία πέφτει, ο όγκος του νερού αυξάνεται. Αυτό οφείλεται στο γεγονός ότι τα μόρια καταλαμβάνουν μια ορισμένη θέση στην κρυσταλλική δομή του πάγου και απομακρύνονται το ένα από το άλλο κατά το μήκος του δεσμού υδρογόνου.
Αυτή η σύνδεση παίζει ιδιαίτερο ρόλο για τους ζωντανούς οργανισμούς, αφού η παρουσία της στα μόρια πρωτεΐνης καθορίζει την ειδική δομή τους, και ως εκ τούτου τις ιδιότητές τους. Επιπλέον, τα νουκλεϊκά οξέα, που αποτελούν τη διπλή έλικα του DNA, συνδέονται επίσης με ακρίβεια με δεσμούς υδρογόνου.
Επικοινωνίες σε κρύσταλλα
Η συντριπτική πλειοψηφία των στερεών έχει ένα κρυσταλλικό πλέγμα - ένα ειδικότην αμοιβαία διάταξη των σωματιδίων που τα σχηματίζουν. Σε αυτή την περίπτωση, παρατηρείται τρισδιάστατη περιοδικότητα και άτομα, μόρια ή ιόντα βρίσκονται στους κόμβους, οι οποίοι συνδέονται με φανταστικές γραμμές. Ανάλογα με τη φύση αυτών των σωματιδίων και τους δεσμούς μεταξύ τους, όλες οι κρυσταλλικές δομές χωρίζονται σε ατομικές, μοριακές, ιοντικές και μεταλλικές.
Υπάρχουν κατιόντα και ανιόντα στους κόμβους του ιοντικού κρυσταλλικού πλέγματος. Επιπλέον, καθένα από αυτά περιβάλλεται από έναν αυστηρά καθορισμένο αριθμό ιόντων με μόνο το αντίθετο φορτίο. Χαρακτηριστικό παράδειγμα είναι το χλωριούχο νάτριο (NaCl). Τείνουν να έχουν υψηλά σημεία τήξης και σκληρότητα καθώς απαιτούν πολλή ενέργεια για να σπάσουν.
Τα μόρια ουσιών που σχηματίζονται από έναν ομοιοπολικό δεσμό βρίσκονται στους κόμβους του μοριακού κρυσταλλικού πλέγματος (για παράδειγμα, I2). Συνδέονται μεταξύ τους με μια αδύναμη αλληλεπίδραση van der Waals, και ως εκ τούτου, μια τέτοια δομή είναι εύκολο να καταστραφεί. Τέτοιες ενώσεις έχουν χαμηλά σημεία βρασμού και τήξης.
Το ατομικό κρυσταλλικό πλέγμα σχηματίζεται από άτομα χημικών στοιχείων με υψηλές τιμές σθένους. Συνδέονται με ισχυρούς ομοιοπολικούς δεσμούς, πράγμα που σημαίνει ότι οι ουσίες έχουν υψηλά σημεία βρασμού, σημεία τήξης και υψηλή σκληρότητα. Ένα παράδειγμα είναι ένα διαμάντι.
Έτσι, όλοι οι τύποι δεσμών που βρίσκονται στα χημικά έχουν τα δικά τους χαρακτηριστικά, τα οποία εξηγούν τις περιπλοκές της αλληλεπίδρασης των σωματιδίων σε μόρια και ουσίες. Οι ιδιότητες των ενώσεων εξαρτώνται από αυτές. Καθορίζουν όλες τις διεργασίες που συμβαίνουν στο περιβάλλον.
