Χαρακτηριστικά και ιδιότητες μη πολικών ομοιοπολικών δεσμών: ένας πλήρης οδηγός με παραδείγματα

Από την αρχή κιόλας των μελετών σχετικά με τα χαρακτηριστικά της ύλης, οι επιστήμονες διαισθάνθηκαν την ύπαρξη μιας δύναμης ικανής να δημιουργήσει δεσμούς μεταξύ διαφορετικών ειδών. «Τα σωματίδια έλκονται μεταξύ τους μέσω δυνάμεων», είπε ο Ισαάκ Νεύτωνας, και χρόνια αργότερα, χάρη στην εφεύρεση του διάσημου βολταϊκού σωρού, ο Γιονς Γιάκομπ Μπερζέλιους θα ανέπτυσσε μια θεωρία σχετικά με τη διαδικασία του χημικού συνδυασμού.

Χάρη στην πρόοδο της μελέτης που πραγματοποιήθηκε από διάφορους επιστήμονες, σήμερα είμαστε βέβαιοι ότι τα χημικά στοιχεία , όπως και οι άνθρωποι, αλληλεπιδρούν μεταξύ τους και από αυτή τη δράση προκύπτουν νέες δομές, συντήξεις, ενώσεις και μια τεράστια ποικιλία μετασχηματισμών.

Το αποτέλεσμα μιας τέτοιας αλληλεπίδρασης εξαρτάται από τα μεμονωμένα χαρακτηριστικά κάθε ατόμου , τα οποία θα περιορίσουν τον τύπο του δεσμού που σχηματίζεται, τη σταθερότητα της ένωσης και πολλές από τις φυσικές και χημικές της ιδιότητες. Για να εμφανιστεί ένας μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός μέσα σε ένα μόριο , τα εμπλεκόμενα είδη πρέπει να είναι πολύ παρόμοια όσον αφορά την ηλεκτραρνητικότητα.

Συνθήκες που καθορίζουν τη δημιουργία συνδέσμων

Αν και μπορεί να φαίνεται ότι αυτές οι διαδικασίες σχηματισμού ενώσεων μέσω δεσμών συμβαίνουν αυθόρμητα και σε όλα τα πιθανά σενάρια, η αλήθεια είναι ότι ο δεσμός μεταξύ των ατόμων συμβαίνει μόνο όταν οι συνθήκες περιβάλλοντος της διαδικασίας είναι ευνοϊκές. Παράγοντες όπως η θερμοκρασία και η πίεση περιορίζουν την εμφάνιση της αντίδρασης και επίσης μεταβάλλουν το αποτέλεσμα ή τα χαρακτηριστικά της σχηματιζόμενης ένωσης.

Μια άλλη σημαντική πτυχή είναι η συγκέντρωση των ουσιών , η οποία καθορίζει την ποσότητα και τον τύπο του συστατικού που θα προκύψει από τη διαδικασία συνδυασμού. Σε πολλές αντιδράσεις, ακόμη και μια μικρή διακύμανση στην αναλογία των αντιδρώντων μπορεί να οδηγήσει στον σχηματισμό διαφορετικών προϊόντων ή να αποτρέψει εντελώς την αντίδραση από το να προχωρήσει.

Τα μεμονωμένα χαρακτηριστικά των σωματιδίων , ιδιαίτερα η ηλεκτραρνητικότητά τους, η ατομική ακτίνα και η ηλεκτρονική τους διαμόρφωση, καθορίζουν την ποσότητα και τα είδη που συνδυάζονται· καθορίζουν επίσης τον τύπο του δεσμού που θα σχηματιστεί. Πρέπει να θυμόμαστε ότι, σύμφωνα με την κλίμακα που πρότεινε ο Linus Pauling, ο τύπος του δεσμού που σχηματίζεται εξαρτάται από τη διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα μεταξύ των ειδών.

• Ιωνικός: Διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεγαλύτερη ή ίση με 1,7Αυτό δείχνει ότι αυτός ο τύπος δεσμού είναι χαρακτηριστικός ειδών με πολύ διαφορετικές ηλεκτραρνητικότητες, επομένως το πιο ηλεκτραρνητικό άτομο Προσελκύει έντονα ηλεκτρόνια σθένους, παράγοντας θετικά και αρνητικά ιόντα που συγκρατούνται μεταξύ τους μέσω ηλεκτροστατικών δυνάμεων.
• Πολικό ομοιοπολικό: Διαφορά μεταξύ 1,7 και 0,5 περίπου. Συνήθως σχηματίζεται μεταξύ στοιχείων υψηλή ηλεκτραρνητικότητα (κυρίως μη μέταλλα) και συμβαίνει η ένωση που σχηματίζεται να είναι το αποτέλεσμα ενός άνισο διαμέρισμα των ηλεκτρονίων. Ένα από τα άτομα έλκει το νέφος ηλεκτρονίων κάπως περισσότερο, δημιουργώντας έναν δεσμό με συγκεκριμένο χαρακτήρα πολικότητας.
• Μη πολικό ομοιοπολικό: Αυτό συμβαίνει όταν η καταγεγραμμένη διαφορά είναι μικρότερο ή ίσο με 0,4 – 0,5 (αν και σε πολλές περιπτώσεις είναι πρακτικά ίσο με μηδέν). Σε αυτήν την περίπτωση, τα ηλεκτρόνια μοιράζονται με πολύ πιο ισορροπημένο τρόπο.

Αυτά τα κριτήρια διαφοράς ηλεκτροαρνητικότητας μας επιτρέπουν να προβλέψουμε την πολικότητα του δεσμού . Συγκεκριμένα, τιμές μεταξύ 0 και περίπου 0,4 αντιστοιχούν σε μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς , στους οποίους το νέφος ηλεκτρονίων κατανέμεται σχεδόν ομοιόμορφα μεταξύ των δύο συνδεδεμένων ατόμων.

Τι είναι ένας μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός;

Ένας χημικός δεσμός είναι η δύναμη που ενώνει δύο άτομα. Αυτές οι αλληλεπιδράσεις μεταξύ τους τους δίνουν μεγαλύτερη ενεργειακή σταθερότητα. Ενώνοντας πολλά άτομα μέσω δεσμών, σχηματίζονται μόρια ή κρυσταλλικά πλέγματα, τα οποία αποτελούν τη βάση όλης της γνωστής ύλης.

Από δομικής άποψης, ένα άτομο αποτελείται από έναν πυρήνα (πρωτόνια και νετρόνια) και ένα νέφος ηλεκτρονίων που κινούνται γύρω του. Αυτά τα ηλεκτρόνια, ειδικά αυτά στο κέλυφος σθένους , είναι αυτά που συμμετέχουν στους δεσμούς. Ένα απομονωμένο άτομο γενικά δεν είναι πολύ σταθερό, επομένως τείνει να αλληλεπιδρά με άλλα άτομα για να επιτύχει πιο σταθερές ηλεκτρονικές διαμορφώσεις, συχνά παρόμοιες με αυτές των ευγενών αερίων.

Όπως είναι γνωστό, ο πυρήνας των ατόμων είναι θετικά φορτισμένος, επομένως η φυσική τάση δύο χημικών ειδών θα ήταν να απωθούνται το ένα το άλλο. Ωστόσο, το νέφος ηλεκτρονίων που περιστρέφεται γύρω από τον πυρήνα είναι αυτό που καθιστά δυνατό τον σχηματισμό χημικών δεσμών, καθώς αυτά τα ηλεκτρόνια μπορούν να μοιραστούν ή να μεταφερθούν μεταξύ διαφορετικών ατόμων.

Για να σχηματιστεί ένας δεσμός, τα υπάρχοντα χημικά είδη πρέπει να πληρούν μια γενική συνθήκη: το ένα πρέπει να μην έχει ηλεκτρόνια στην εξωτερική του στιβάδα και το άλλο πρέπει να έχει διαθέσιμα ηλεκτρόνια για κοινή χρήση . Αυτή η έλξη μεταξύ θετικών πυρήνων και του κοινού νέφους ηλεκτρονίων επιτρέπει στην απωστική δύναμη μεταξύ των πυρήνων να εξισορροπείται από την έλξη ηλεκτρονίων-πυρήνα, σταθεροποιώντας έτσι το σύστημα.

Ένας μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός , που ονομάζεται επίσης καθαρός ή μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός, είναι η ένωση δύο ατόμων που μοιράζονται ένα ή περισσότερα ζεύγη ηλεκτρονίων σχεδόν εξίσου . Δηλαδή, τα ηλεκτρόνια που σχηματίζουν τον δεσμό περνούν περίπου τον ίδιο χρόνο κοντά σε ένα από τα άτομα με το άλλο, χωρίς σημαντική διαφορά φορτίου.

Αυτός ο τύπος δεσμού εμφανίζεται μεταξύ δύο πανομοιότυπων ατόμων (του ίδιου στοιχείου) ή μεταξύ δύο διαφορετικών ατόμων με πολύ παρόμοιες ηλεκτροαρνητικότητες . Όσον αφορά τη διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας, ένας ομοιοπολικός δεσμός θεωρείται μη πολικός όταν αυτή η διαφορά είναι μεταξύ 0 και 0,4–0,5 . Κάτω από αυτές τις τιμές, η κατανομή του ηλεκτρονιακού νέφους είναι επαρκώς συμμετρική ώστε να μην υπάρχουν σαφώς καθορισμένοι πόλοι.

Τα μόρια που προκύπτουν από αυτόν τον τύπο δεσμού δεν έχουν καθαρό φορτίο και συχνά έχουν συμμετρική δομή, γεγονός που συμβάλλει σε μια μηδενική συνολική διπολική ροπή. Δεν είναι ο πιο άφθονος τύπος δεσμού σε όλες τις ενώσεις, αλλά είναι θεμελιώδης, για παράδειγμα, στα διατομικά μόρια πολλών αερίων και σε μεγάλο αριθμό οργανικών ενώσεων.

Τύποι μη πολικών ομοιοπολικών δεσμών ανάλογα με τα κοινά ηλεκτρόνια

Σε έναν μη πολικό ομοιοπολικό δεσμό, τα άτομα μπορούν να μοιράζονται ένα, δύο ή τρία ζεύγη ηλεκτρονίων. Ανάλογα με τον αριθμό των ζευγών που μοιράζονται, διακρίνονται διάφοροι τύποι:

• Απλός σύνδεσμος: είναι κοινόχρηστο ένα μόνο ζευγάρι ηλεκτρονίων μεταξύ των δύο ατόμων. Αυτή είναι η περίπτωση του δεσμού H-H στο μόριο υδρογόνου (H2).
• Διπλός σύνδεσμος: είναι κοινόχρηστα ζευγάρια ηλεκτρονίων. Ένα παράδειγμα είναι ο δεσμός C=C στο μόριο αιθυλενίου (C2H4), όπου τα κοινά ηλεκτρόνια κατανέμονται σχεδόν ομοιογενώς μεταξύ των δύο ατόμων άνθρακα.
• Τριπλός σύνδεσμος: είναι κοινόχρηστα τρία ζεύγη ηλεκτρονίων. Ένα τυπικό παράδειγμα είναι ο δεσμός N≡N στο μόριο αζώτου (N2), ο οποίος, παρά τη μεγάλη του ισχύ, παραμένει ένας μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός λόγω της ισότητας των ηλεκτραρνητικοτήτων.

Σε όλες αυτές τις περιπτώσεις, ο καθοριστικός παράγοντας δεν είναι μόνο ο αριθμός των κοινών ζευγών, αλλά η ισότητα ή η ομοιότητα στην ηλεκτραρνητικότητα των συμμετεχόντων ατόμων, η οποία διασφαλίζει την απουσία σημασμένων πόλων.

Παραδείγματα μη πολικών ομοιοπολικών δεσμών

Υπάρχουν πολλά παραδείγματα μη πολικών ομοιοπολικών δεσμών, τόσο σε μόρια που σχηματίζονται από πανομοιότυπα άτομα όσο και σε εκείνα που σχηματίζονται από διαφορετικά άτομα με παρόμοιες ηλεκτραρνητικότητες. Μερικές από τις πιο αντιπροσωπευτικές περιπτώσεις είναι οι ακόλουθες:

• Δεσμοί μεταξύ πανομοιότυπων ατόμων: όταν σχηματίζεται δεσμός μεταξύ δύο ατόμων ίδιο στοιχείοΗ διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα είναι ακριβώς μηδέν. Το νέφος ηλεκτρονίων μοιράζεται εξίσου και στα δύο. Κλασικά παραδείγματα είναι το υδρογόνο (H₂) και το υδρογόνο (H₂).2), άζωτο (Ν2), οξυγόνο (Ο2), φθόριο (F2), βρώμιο (Br2) και άλλα διατομικά μόρια μη μεταλλικών στοιχείων.
• Μόριο υδρογόνου (H2): Δύο άτομα υδρογόνου μοιράζονται το μοναδικό τους ηλεκτρόνιο σθένους για να σχηματίσουν έναν μοναδικό ομοιοπολικό δεσμό. Δεδομένου ότι και τα δύο άτομα είναι πανομοιότυπα, η διαφορά ηλεκτροαρνητικότητας είναι μηδέν, επομένως ο δεσμός είναι σαφώς μη πολικό.
• Μόριο φθορίου (F2Αν και το φθόριο είναι το πιο ηλεκτραρνητικό στοιχείο στον περιοδικό πίνακα, όταν ένα άτομο φθορίου συνδέεται με ένα άλλο, κανένα από τα δύο δεν μπορεί να προσελκύσει το νέφος ηλεκτρονίων ισχυρότερα από το άλλο. Η ηλεκτραρνητικότητα είναι η ίδια και ο δεσμός είναι μη πολικός ομοιοπολικός.
• Μόριο όζοντος (O3Σε αυτό το μόριο, το κεντρικό άτομο οξυγόνου συνδέεται με δύο άλλα άτομα οξυγόνου μέσω ομοιοπολικών δεσμών. Οι δεσμοί OO είναι, μεμονωμένα, μη πολικό ομοιοπολικό επειδή εμφανίζονται μεταξύ ατόμων με ίση ηλεκτραρνητικότητα, αν και το πλήρες μόριο έχει μια πιο σύνθετη δομή και ορισμένα φαινόμενα συντονισμού.
• Μόριο αζώτου (Ν2): κάθε άτομο αζώτου μοιράζεται τα τρία μη ζευγαρωμένα ηλεκτρόνια σθένους του με το άλλο, σχηματίζοντας ένα τριπλός σύνδεσμοςΗ διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα είναι μηδέν, επομένως ο δεσμός N≡N είναι μη πολικός ομοιοπολικός και εξαιρετικά ισχυρός.
• Δεσμοί CH3 στο μεθάνιο (CH34Το μεθάνιο είναι μια ενδιαφέρουσα περίπτωση, καθώς οι δεσμοί C-H του εμφανίζονται μεταξύ ατόμων διαφορετικών στοιχείων. Η διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ άνθρακα και υδρογόνου είναι κοντά στο 0,4Αυτή η τιμή βρίσκεται στα όρια μεταξύ ενός μη πολικού και ενός ελαφρώς πολικού δεσμού. Σε πολλά πλαίσια, θεωρείται παράδειγμα ενός μη πολικού ομοιοπολικού δεσμού ή τουλάχιστον ενός δεσμού πολύ χαμηλής πολικότητας. Επιπλέον, το τετραεδρική γεωμετρία Οι ιδιότητες του μεθανίου προκαλούν ότι, παρόλο που κάθε δεσμός μπορεί να έχει μια ελαφρά πολικότητα, οι διπολικές ροπές αλληλοεξουδετερώνονται και ολόκληρο το μόριο είναι μη πολικό.
• Μόριο αιθυλενίου (C2H4): το αιθυλένιο έχει τέσσερις δεσμούς CH4 και έναν Διπλός δεσμός C=CΤόσο οι δεσμοί CH (πολύ χαμηλής πολικότητας) όσο και ο δεσμός C=C είναι μη πολικοί ομοιοπολικοί δεσμοί όσον αφορά την κατανομή φορτίου. Το συνολικό μόριο παρουσιάζει μια συμμετρία που ενισχύει τον μη πολικό χαρακτήρα του.
• Θειούχος άνθρακας (CS2): αυτή η ένωση διαθέτει ένα άτομο άνθρακα γραμμικά συνδεδεμένο με δύο άτομα θείου μέσω διπλοί δεσμοί C=S. Η διαφορά στην ηλεκτραρνητικότητα μεταξύ άνθρακα και θείου δεν είναι πολύ μεγάλη, επομένως οι δεσμοί έχουν ασθενώς πολικό χαρακτήρα. Επιπλέον, η γραμμική γεωμετρία προκαλεί την αλληλοεξουδετέρωση τυχόν πιθανών διπολικών ροπών, με αποτέλεσμα ένα συνολικά μη πολικό μόριο.

Σε όλα αυτά τα παραδείγματα, είτε οι ηλεκτραρνητικότητες είναι ίσες, είτε η διαφορά είναι κάτω από 0,4 - 0,5 , γεγονός που εγγυάται μια σχεδόν ομοιόμορφη κατανομή του κοινού ηλεκτρονιακού νέφους.

Χαρακτηριστικά ενώσεων με μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς

Οι ενώσεις που σχηματίζονται κυρίως από μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς εμφανίζουν ένα σύνολο χαρακτηριστικών που τις διακρίνουν από τις ιοντικές ενώσεις ή εκείνες με ισχυρά πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς. Μεταξύ των πιο σημαντικών χαρακτηριστικών τους είναι τα ακόλουθα:

• Έχουν χαμηλά σημεία τήξης και βρασμού σε σύγκριση με ιοντικές ή μεταλλικές ενώσεις. Πολλές ουσίες αυτού του τύπου βρίσκονται σε αέρια ή υγρή κατάσταση σε θερμοκρασία δωματίου, όπως το υδρογόνο (H₂).2), άζωτο (Ν2) ή βρώμιο (Br2).
• Δεν άγουν καλά τη θερμότηταεπειδή δεν έχουν ελεύθερα ηλεκτρόνια ή κινητά ιόντα που μπορούν να μεταφέρουν αποτελεσματικά θερμική ενέργεια μέσω της δομής.
• Ο αδιάλυτο στο νερό σε διάφορες θερμοκρασίες ή εμφανίζουν πολύ χαμηλή διαλυτότητα. Κατά γενικό κανόνα, οι ενώσεις μη πολικό Τείνουν να διαλύονται καλύτερα σε μη πολικούς διαλύτες (όπως ορισμένους υδρογονάνθρακες), ενώ το νερό είναι ένας έντονα πολικός διαλύτης.
• Ο κακοί αγωγοί του ηλεκτρισμούΔεδομένου ότι τα μόριά του είναι ηλεκτρικά ουδέτερα και δεν διασπώνται σε ιόντα όταν διαλύονται, και επειδή δεν υπάρχουν κινητοί φορείς φορτίου, το ηλεκτρικό ρεύμα δεν μεταδίδεται εύκολα.
• Τα μόρια είναι συνήθως συμμετρικός ως προς ένα επίπεδο ή άξονα αναφοράς, η οποία συμβάλλει στο να είναι μηδέν το διανυσματικό άθροισμα των πιθανών διπολικών ροπών δεσμού. Αυτή η συμμετρία είναι το κλειδί για να συμπεριφέρεται η ένωση ως μη πολική ουσία συνολικά.
• Παρόν σχετικά χαμηλές ενέργειες σύνδεσης Σε σύγκριση με ορισμένους ιοντικούς δεσμούς ή εκτεταμένα ομοιοπολικά δίκτυα (όπως το διαμάντι), αυτό σημαίνει ότι, γενικά, απαιτείται λιγότερη ενέργεια για να σπάσει ένας μεμονωμένος μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός από ό,τι για να σπάσει ένας ισχυρός ιοντικός δεσμός.
• Μπορούν να σχηματίσουν στερεά, υγρά ή αέρια σε θερμοκρασία δωματίου, ανάλογα με την ισχύ των διαμοριακών δυνάμεων (δυνάμεις διασποράς Λονδίνου, επαγόμενο δίπολο, κ.λπ.) και το μέγεθος των μορίων. Για παράδειγμα, το άζωτο (N2) είναι ένα αέριο, βρώμιο (Br2) είναι υγρές και οργανικές ενώσεις όπως το ναφθαλίνιο (C10H8) είναι μοριακά στερεά.

Συνολικά, αυτές οι ιδιότητες εξηγούν γιατί πολλές ενώσεις με μη πολικούς ομοιοπολικούς δεσμούς χρησιμοποιούνται ως οργανικοί διαλύτες , καύσιμα ή μονωτικά υλικά, τόσο ηλεκτρικά όσο και θερμικά.

Διαδικασία για τον προσδιορισμό του τύπου δεσμού σε ένα μόριο

Αν θέλετε να προσδιορίσετε με μεγαλύτερη ακρίβεια εάν ο τύπος του δεσμού σε ένα μόριο είναι μη πολικός ομοιοπολικός , μπορείτε να ακολουθήσετε μια απλή διαδικασία που βασίζεται στην ηλεκτραρνητικότητα των στοιχείων:

• Αρχικά, προσδιορίστε ποια στοιχεία αποτελούν το μόριο και τη φύση τους: αν είναι μέταλλαΣυνήθως βρίσκονται στην αριστερή πλευρά και στο κέντρο του περιοδικού πίνακα· αν είναι όχι μέταλλα, βρίσκονται στη δεξιά πλευρά (συμπεριλαμβανομένου του υδρογόνου σε πολλά σχήματα μελέτης).
• Πριν κάνετε τον υπολογισμό, μπορείτε ήδη να έχετε ένα έννοια του αποτελέσματοςΕξ ορισμού, εάν βρίσκεστε παρουσία δύο μη μεταλλικών στοιχείων, θα σχηματιστεί μια ένωση. ομοιοπολικό δεσμόΤο ερώτημα θα παραμείνει αν θα είναι πολικό ή μη πολικό.
• Εντοπίστε το ηλεκτραρνητικότητες για κάθε στοιχείο του περιοδικού πίνακα (συνήθως χρησιμοποιώντας τιμές κλίμακας Pauling). Καταγράψτε την τιμή που αντιστοιχεί σε κάθε άτομο που συμμετέχει στον δεσμό.
• Κάνει μια απλή αφαίρεση μεταξύ των τιμών ηλεκτραρνητικότητας (γενικά, υψηλότερη τιμή μείον χαμηλότερη τιμή). Το αποτέλεσμα θα σας δώσει το διαφορά ηλεκτραρνητικότητας μεταξύ των δύο ατόμων.
• Συγκρίνετε την τιμή που προκύπτει με τα διαστήματα αναφοράς: εάν η διαφορά είναι μεγαλύτερο ή ίσο του 1,7, ο δεσμός θα είναι κυρίως ιοντικός· αν είναι μεταξύ 0,5 και 1,7, θεωρείται πολικό ομοιοπολικόΚαι αν είναι μικρότερο ή ίσο με 0,4 – 0,5, Είναι για ένα μη πολικός ομοιοπολικός δεσμός ή πολύ χαμηλής πολικότητας.

Εκτός από αυτήν την ποσοτική ανάλυση, είναι σημαντικό να ληφθεί υπόψη η γεωμετρία του μορίου . Ένα μόριο μπορεί να περιέχει αρκετούς πολικούς δεσμούς και όμως να είναι καθολικά μη πολικό εάν η χωρική διάταξη των δεσμών προκαλεί την αλληλοεξουδετέρωση των διπολικών ροπών. Ένα τυπικό παράδειγμα είναι το διοξείδιο του άνθρακα (CO₂ ) , στο οποίο οι δεσμοί C=O είναι πολικοί, αλλά η γραμμική γεωμετρία καθιστά τη συνολική διπολική ροπή μηδέν.

Η κατανόηση της πολικότητας των δεσμών και της μοριακής πολικότητας είναι το κλειδί στη χημεία για την πρόβλεψη ιδιοτήτων όπως η διαλυτότητα, τα σημεία τήξης και βρασμού, η αντιδραστικότητα και η συμπεριφορά των ουσιών σε διαφορετικά μέσα.

Η λεπτομερής μελέτη των μη πολικών ομοιοπολικών δεσμών μας επιτρέπει να κατανοήσουμε γιατί τόσες πολλές καθημερινές ουσίες (ατμοσφαιρικά αέρια, καύσιμα, πλαστικά και άλλα οργανικά μόρια) εμφανίζουν φυσικές συμπεριφορές πολύ διαφορετικές από εκείνες των ιοντικών αλάτων ή των μετάλλων, παρά το γεγονός ότι αποτελούνται από μερικούς τύπους ατόμων που συνδυάζονται με διαφορετικούς τρόπους.