• بازدید : 128 views
  • بدون نظر
این فایل در ۱۵صفحه ابل ویرایش تهیه شده وشامل موارد زیر است:

           اكثر عناصر تحت شرايط كره ي زمين به ندرت به صورت اتم هاي منفرد و مجزا وجود دارند .اتم هاي شناخته شده ترين عناصر از طريق شيميايي  با اتم هاي ديگر پيوند يافته اند .براي نمونه ، اكسيژن ، ازت ، هيدروژن و هالوژن ها مولكولهاي دو اتمي ميباشند   گوگرد زرد و فسفر سفيد به صورت مولكولهايي كه فرمول آنها به ترتيب  s وp  است ، وجود دارند . مولكولهاي الماس يا گرافيت (هر دو شكل كربن) و فسفر قرمز از چندين ميليون اتم تشكيل يافته اند . همچنين عناصر فلزي مانند مس و پتاسيم ، عموماً بلوري شكل بوده و از اتم هاي پيوند يافته تشكيل شده اند .
          البته ، بعضي از عناصر (نمونه هاي قابل ذكر گاز هاي نادر مانند هليم و آرگون مي باشند) به صورت اتم هاي پيوند نيافته وجود دارند 
اين سئوالات در فراگيري  علم شيمي اساسي مي باشند ، زيرا تغييرات شيميايي ذاتاً تغيير پيوند هاي شيميايي است . از سه نوع نيروي كششي _ ثقل ، مغناطيسي و الكترو استاتيك تنها نيروي آخري به مقدار كافي قوي است تا انرژي هاي پيوندي مشاهده شده را توجيه كند . مهمترين كليد به منظور درك نيروي محركه براي پيوند شيميايي ، كشف گازهاي نادر و رفتار شيميايي ظاهراً بي اثر آنها مي باشد . رابطه ي بين پيوند اتم ها  و آرايش الكتروني گازهاي نادر در سال ۱۹۱۶ توسط والتر كاسل و گيلبرت ن .لوويس مستقل از يكديگر پيشنهاد گرديد ، و در ۱۹۱۹ توسط ايروينگ لانگمير توسعه يافت . عقيده بر اين بود كه اتم ها از طريق تغيير تعداد الكترو ن هايشان ، به طوري كه ساختمان الكتروني يك گاز نادر را به دست آورند ، بر يكديگر اثر مي كنند . به استثنا هليم كه داراي آرايش الكتروني s21بوده ، هر گاز نادر ديگر دارا ي هشت الكترون با توزيع P6 2S در بالاترين سطح اصلي انرژي خود مي باشد . لزوم داشتن هشت الكترون به اين فرضيه نام قاعده ي اوكتت (هشتايي ) را مي دهد . ليكن استثناهائي در قاعده ي اوكتت وجود دارد و حتي تركيباتي از گازهاي نادر سنتز شده اند .

((علامت هاي لوويس))

              در بحث زير علامت هاي لوويس براي نمايش اتم ها به كار برده شده اند . چنين علامتهايي شامل حرف مخففه عنصر و نقطه هايي براي نمايش الكترون ها در بالاترين سطح اصلي انرژي مي باشد . اين الكترو نها معمولا” الكترون هاي شركت كننده در پيوند هستند . براي اتم هاي عناصر اصلي تعداد الكترونها با شماره گروه تناوبي آنها برابر است . علامت هاي لوويس براي نخستين رده عنصر و بعضي از يون هاي آنها در زير نشان داده شده اند . توجه نمائيد كه-O²  و-F داراي ساختمان الكتروني يكسان مانندNe   مي باشند . چنين ذراتي را هم الكترون مي نامند . اين علامت گذاري براي عناصر اصلي بسيار مفيد مي باشد . هر گاه علامت هاي لوويس براي عناصر واسطه به كار برده شوند ، اشكالاتي بروز مي نمايند . پيوند حاصل از عناصر واسطه مي تواند شامل الكترون هايي ببش از يك سطح اصلي انرژي باشد .
((پيوند يوني))

           اينك نوع پيوندي كه هتگام تشكيل پتاسيم برميد از عناصرش نتيجه مي گردد را بررسي مي نمائيم . اگر اتم پتاسيم (با عدد اتمي ۱۹)يك الكترون از دست بدهد و از اين طريق تبديل به يك يون پتاسيم (با بار مثبت)شود ، آرايش الكتروني همانند آرگون (با عدد اتمي ۱۸) ، يك گاز نادر ، خواهد داشت . اگر يك اتم برم (با عدد اتمي ۳۵) ، يك الكترون دريافت كند و تبديل به يك يون برميد (با بار منفي ) شود ، آرايش الكتروني همانند كريپتون (با عدد اتمي ۳۶) ، يك گاز نادر ، خواهد داشت . پتاسيم برميد ، كه توسط چنين انتقال الكترون هايي تشكيل شده داراي پيوند يوني  مي باشد . 
            وقتي اتم ها به وسيله ي انتقال الكترون ها واكنش دهند ، تعداد الكترون هاي گرفته و داده شده بايستي برابر باشند . لذا تركيب به دست آمده خنثي است . تعداد الكترون هايي كه توسط يك اتم در هنگام تشكيل يك پيوند يوني داده يا گرفته        مي شود با ظرفيت آن برابر مي باشد . اتم هايي كه به سهولت الكترون از دست مي دهند را الكتروپوزيتيو و آنهايي راكه به سهولت الكترون مي گيرند را الكترونگاتيو مي گويند . از دست دادن الكترون را اكسايش و گرفتن الكترون را كاهش مي نامند . بنا بر تعريف ، تشكيل يك پيوند يوني از عناصر بايستي شامل واكنش اكسايش _ كاهش باشد . عنصر الكتروپوزيتيو تراكسيده و عنصر الكترو نگاتيو ترگاهيده          مي شود . 
ايجاد يك پيوند يوني اكثراً وقتي اتفاق مي افتد ، كه يك عنصر فلزي با انرژي  يونيزاسييون  كم با يك عنصر غير فلز با الكترون خواهي زياد واكنش دهد .

((پيوند كووالانت ؛ كووالانسي))

مي دانيم كه غالباً انتقال الكترون كه منجر به يك پيوند يوني مي شود وقتي صورت    مي پذيرد كه يك اتم الكترون بگيرد و اتم ديگري الكترون از دست بدهد ، و هر دو يون حاصل با گازهاي نادر هم الكترون گردند . 
           چه اتفاقي رخ مي دهد اگر دو اتم كه هر دوي آنها براي هم الكترون شدن با  گاز هاي نادر به الكترون نياز دارند با يكديگر واكنش دهند ؟ ساده ترين نمونه از چنين وضعيتي تركيب دو اتم هيدروژن جهت تشكيل مولكول هيدروژن مي باشد . چون هر اتم هيدروژن براي هم الكترون شدن با هليم به يك الكترون نياز دارد ، بنا بر اين انتقال الكترون ها نمي تواند احتياجات هر دو را بر آورده نمايد . در عوض اتم هاي هيدروژن متقابلاً الكترون هاي خود را به اشتراك مي گذارند . گفته مي شود كه اين جفت مشترك به هر دو تعلق دارد . مي توان تصور نمود كه هر اتم هيدروژن يك الكترون گرفته و ساختمان هليم را به دست آورده است :
H• + H•  →  H:H 
اين نوع به اشتراك گذاردن جفت الكترون به ايجاد يك پيوند كووالانت منتهي ميگردد كه وجود آن غالباً توسط يك خط H-H ، يا يك زوج نقطه نشان داده مي شود ، بعد از آن كه پيوند كووالانت تشكيل شد دو الكترون پيوند ساز توسط دو هسته ، به جاي يك هسته كشيده مي شوند و از اين رو حالت پيوند يافته پايدارتر از حالت پيوند نيافته          مي باشد .
            تعداد پيوند هاي كووالانت تشكيل شده به وسيله يك اتم را كووالانسي آن اتم مي گويند . كووالانسي يك اتم برابر است با تعداد الكترون هايي كه اين اتم براي هم الكترون شدن با يك گاز نادر لازم دارد . بعضي از عناصر رايج تر ، هر گاه از قاعده ي اوكتت پيروي نمايند ، داراي كووالانس هاي زير بوده و بدون بار        مي باشند :
۱ . هيدروژن و هالوژن ها 
۲ . اكسيژن و گوگرد 
۳ . ازت و فسفر                                                                    
۴ . كربن و سيليسيم 

((پيوند هاي چند گانه ))

            اكثراً دو اتم براي پيروي از قاعده ي اوكتت و مقررات كووالانسي خود بايستي در بيش از يك جفت الكترون مشترك شوند . اين امر منجر  به وجود آمدن پيوندهاي چندگانه مي گردد . اشتراك دو جفت الكترون به يك پيوند دو گانه و اشتراك سه جفت الكترون به پيوند سه گانه منجر مي شود . نمو نه هايي ازمولكول ها با پيوند هاي چند گانه عبارتند از : فسژن كه حاوي يك پيوند دو گانه است . ازت و هيدروژن سيانيد كه هر كدام حاوي يك پيوند سه گانه و كربن دي اكسيد كه در آن كربن داراي دو پيوند دو گانه مي باشد .
          عموماً در يك گروه مشخص جدول تناوبي توانايي تشكيل پيوند هاي چند گانه ، در حالي كه اوكتت الكتروني حفظ مي شود ، با افزايش اندازه ي اتم ، كاهش مي يابد . به استثناي چند مورد مانند گوگرد ، تنها اتم هاي تناوب دوم ميتوانند داراي يك پيوند چند گانه و اوكتت الكتروني باشند . 
       تعداد تركيباتي كه در آنها گوگرد پيوند هاي چند گانه تشكيل مي دهد كم است ، و اين پيوند ها بسيار ضعيف تر از پيوند هاي مشابه شان در اكسيژن مي باشد . 

((استثناهاي قاعده ي اوكتت))

            با وجود اين كه قاعده اوكتت يك نتيجه كلي مفيد مي باشد اصرار زياد در كاربرد آن عاقلانه نيست . بعضي مولكول ها و يون ها داراي اتم هايي با كمتر از يك اوكتت مي باشند ، در صورتي كه مولكول هاي ديگري اتم هايي با بيش از يك اوكتت را دارا هستند .
        الف) اتم هايي با كمتر از يك اوكتت الكتروني . هر گاه اتمي داراي كمتر از چهار الكترون بوده و اين الكترون ها را جهت تشكيل پيوند كووالانت به اشتراك بگذارد . مي تواند داراي كمتر از يك اوكتت الكترون باشد . اتم بور اولين عضو گروه R   و اتم بريليم اولين عضو گروهR 2 نمو نه هاي بارزي از اين حالت           مي باشند . بور و فلور تركيب كووالانت بورتري فلوريد كه در آن بور توسط تنها شش الكترون احاطه شده است ، را تشكيل مي دهد . 
وقتي بريليم با كلر واكنش دهد ايجاد يك تركيب كووالانت مي نمايد كه در آن B E تنها چهار الكترون را داراست . 
        ب)راديكال هاي آزاد . نيتريك اكسيد ، NO، نمونه ي ديگري از يك مولكول با اتمي حاوي كمتر از يك اوكتت مي باشد يك ساختمان الكتروني ممكن مولكول نشان مي دهد كه اتم اكسيژن توسط هشت و اتم ازت توسط هفت الكترون احاطه شده است . مولكولهايي كه در آنها يك يا بيش از يك الكترون جفت نشده باشد به عنوان راديكال آزاد شناخته شده اند . راديكال هاي آزاد توسط دو خاصيت مشخص ميگردند: آنها پارا مغناطيسي و اكثرا” رنگي مي باشند . از اين رو دي اكسيد ازت يك گاز قهوه اي رنگ و دي اكسيد كلر يك گاز زرد رنگ است ، NO  در حالت گازي بي رنگ ولي در حالت مايع آبي رنگ مي باشد .
           اگر چه يك فرمول الكتروني مشتمل بر قاعده ي اوكتت را مي توان براي عنصر اكسيژن نوشت ، تجربه نشان مي دهد كه عنصر اكسيژن داراي يك گشتاور مغناطيسي دائمي مربوط به دو الكترون جفت نشده ، مي باشد . در نتيجه اكسيژن مولكولي بايستي يك راديكال آزاد با يك الكترون جفت نشده بر روي هر اتم باشد .
            دو مولكول راديكال آزاد مي توانند از طريق جفت شدن الكترون هاي جفت نشده يك پيوند كووالانت تشكيل دهند ، عملي كه به ديمريزه شدن معروف است. 
            اكثر راديكال هاي آزاد تمايلشان به ديمريزه شدن بيش از باقي ماندن به حالت تك الكتروني مي باشد اكسيد نيتروژن ، دي اكسيد نيتروژن ، اكسيژن و دي اكسيد كلر ، از اين قاعده مستثني هستند . حتي بعضي از اين ها همان طوري كه براي  دي اكسيد نيتروژن  نشان داده مي شود در درجه حرارت پائين ديمريزه مي گردند و هر گاه درجه حرارت افزايش يابد ديمريزه شدن برگشت پذير مي گردد .
      پ) اتم هايي با بيش ا ز يك اوكتت . اوكتت الكتروني بوسيله اتم هاي تناوب دوم جدول تناوبي تجاوز نمي نمايد . هيچ مولكول پايداري هنوز شناخته نشده است كه در آن اتم هاي Li ، Be ، B ، C ، N ، O و F توسط بيش از هشت الكترون احاطه شده باشد . اگر چه پاره اي از اتم هاي تناوب بالاترممكن است توسط بيش از هشت الكترون احاطه شوند . 
       ت) يون هاي عناصر واسطه و يون هاي بعضي از عناصر اصلي . 
         يون هاي بسياري از عناصر واسطه با گازهاي نادر هم الكترون نمي باشد . اسكانديم ، نخستين عنصر عناصر واسطه در تناوب ۴ ، سه الكترون از دست داده و يون Sc3+ توليد مي نمايد ، كه با آرگون هم الكترون مي باشد . باوجود اين عناصر ديگر ، يون هاي پايداري كه با آرگون يا با كريپتون هم الكترون نيستند را تشكيل   مي دهند .
          چندين اتم سنگين در گروه هاي R 3تا R 5جدول تناوبي يون هايي را ايجاد    مي نمايند كه داراي آرايش گاز نادر نمي باشند . مانند : قلع  ،  آنتيموان  ،  سرب  و بيسموت .

((خواص تركيبات يوني و كووالانت ))

       معيار رده بندي تركيبات به عنوان يوني و كووالانت چيست ؟اين رده بندي اكثراً بر اساس خواص فيزيكي انجام گرفته است . براي بحث خواص فيزيكي اجسام كووالانت ، لازم است آنها را به دو دسته تقسيم كنيم : 
          الف ) نوع كووالانت مولكولي نظير CO2 ، I2 ، P4 و Cl2 از مولكولهاي قابل تشخيص تشكيل مي شود . اتم هاي اين مولكول ها توسط پيوند هاي كووالانت قوي ، پهلوي يكديگر نگاه داشته شده اند ، اما نيروهاي بين خود مولكول ها بسيار ضعيف     مي باشند بر اثرنيرو هاي بين مولكولي ضعيف ، اين مولكول ها به راحتي از يكديگر جدا مي شوند . بنابر اين تركيبات كووالانت مولكولي اكثراً به صورت گازها ، مايعات يا جامداتي مي باشند كه در درجه حرارت هاي نسبتاً پايين ذوب مي شوند ،  مي جوشند ، يا بخار مي گردند . به ندرت مي توان مولكولي را با نقطه ذوبي بالاتر از ۳۰۰ درجه يا جوششي بالاتر از ۶۰۰  درجه سانتي گراد پيدا كنيم . 
        ب)ذراتي از نوع شبكه اي نظير دي اكسيد سيليسيم و الماس مي باشند . اين اجسام از انبوه اتم هايي كه به صورت كووالانت پيوند و به طريق سه بعدي توسعه يافته تشكيل شده اند . نيرو هاي كششي بين اتم ها بسيار قوي هستند . از اين رو تركيبات شبكه اي ، جامداتي تغيير ناپذير با نقطه ذوب و نقطه جوش بسيار بالا مي باشند . براي نمونه دي اكسيد سيليسيم (كوارتز) در حدود ۱۷۱۰ درجه سانتي گراد ذوب و در ۲۲۳۰ درجه سانتي گراد مي جوشد و الماس در۳۵۰۰ درجه ذوب و در ۴۲۰۰ درجه سانتي گراد مي جوشد .خاصيتي كه يك تركيب يوني را به وضوح مشخص مي نمايد قابليت هدايت جريان الكتريكي در حالت مايع مي باشد . تركيب را بايستي ذوب يا حل نموده به طوري كه يون ها براي حركت آزاد بوده و بار را حمل نمايند . تركيبات يوني معمولا” داراي نقاط ذوب و نقاط جوش بالاي ۵۰۰ درجه سانتي گراد مي باشند . اين خواص ناشي از مقدار انرژي زيادي است كه براي غلبه بر نيروي كششي قوي بين يوني بايستي فراهم نمود . ولي نقاط ذوب و جوش تركيبات يوني  به اندازه نقاط ذوب و جوش جامدات كووالانت شبكه اي بالا نيست . براي نمونه ، NaCl در ۴/۸۰۰ درجه ذوب شده و در ۱۴۱۳ درجه سانتي گراد به جوش مي آيد و NaOH در ۴/۳۱۸  درجه ذوب شده و در ۱۳۹۰ درجه سانتي گراد مي جوشد .

((پيوند هاي كووالانت قطبي، الكترو نگاتيوي))

          اشتراك برابر يك جفت الكترون ، در مولكول هاي دو اتمي مانند  H:H و بين اتم هاي يكسان با همسايگان يكسان ، همان طور كه به وسيله دو اتم C در اتان نمايش داده شده صورت مي پذيرد . ولي اگر دو اتم پيوند يافته يكسان نباشند ، مانند H :Cl يا يكسان باشند ولي اطرافيان يكساني نداشته باشند مانند دو اتم  C در H3C—CCl3 ، اين اشتراك نابرابر است . مي توان انتظار داشت كه يك اتم نسبت به ديگري الكترون ها را قوي تر جذب نمايد . بر روي اتمي كه قوي تر  الكترون ها را جذب مي كند مقداري بار منفي و بر روي اتم ديگر مقداري بار مثبت آشكار مي شود . اين بارها مقاديري كمتر از ۱+ و ۱- دارند و به صورت بار جزئي +δ و-δ مشخص شده اند . به چنين پيوند هايي كووالانت قطبي گفته مي شود ، كه از پيوند هاي Cl – Cl يا H – H ، كه غير قطبي ناميده شده اند تميز داده مي شوند . حد نهايي اشتراك نابرابر يك جفت الكترون ، پيوند يوني مي باشد كه در تركيباتي مانند CsF ، NaCl يا CaF2 وجود دارد . بنا بر تصوير ساده ي ما از تصوير يوني ، يك اتم جفت الكترون را غصب نموده ، و بار هاي جزئي به مقادير كامل بار الكتروني نزديك مي شوند . در حقيقت پيوندهاي قطبي حد واسطي بين پيوند يوني كووالانت مي باشند . بنا براين پيوند كووالانت غير قطبي و يوني حدود نهايي توزيع يك جفت الكترون بين دو هسته است . بين اين حدود نهايي بسياري پيوندهاي كووالانت قطبي وجود دارند . 
           تمايل نسبي يك اتم پيوند يافته در يك مو لكول براي جذب الكترون توسط اصطلاح الكترونگاتيوي بيان مي شود . اين كلمه به معناي محتوي واقعي بار منفي نيست بلكه تنها تمايل در به دست آوردن آن مي باشد . بنا براين ، F بسيار الكترونگاتيو است در صورتي كه F- نمي باشد . مقادير الكترونگاتيوي مستقيماً اندازه گيري نشده اند ، آنها از داده هاي ديگر و از انواع مختلف فرضيه هايي كه شيمي دانان  درباره ي آنها هم عقيده نيستند ، گرفته شده است . توجه نمائيد كه الكترونگاتيوي در يك تناوب از چپ به راست و با تعدادي استثنا در يك گروه از پايين به بالا افزايش مي يابد . همچنين توجه شود كه فلور و اكسيژن الكترونگاتيوترين  عناصر مي باشند .

((بار ظا هري و عدد اكسايش ))

            در اين بخش دو قرار داد برا ي تخصيص به اتم ها را بحث مي كنيم . با وجودي كه اين بار ها تصنعي است ، براي  درك فعاليت مو لكول هاي كووالانت مفيد مي باشد. اين قرار داد ها بر اساس چگونگي نگرش ها بر اشتراك جفت الكترون ها در پيوند كووالانت پايه گذاري شده است .
 بار ظاهري .براي بار ظاهري فرض مي كنيم تمامي الكترونها به طور مساوي به اشتراك گذارده شده اند و بدون توجه به قطبي بودن پيوند يكي از دو الكترون مشترك را به هر اتم تخصيص مي دهيم . به اين ترتيب بار ظاهري به صورت زير تعريف مي شود :

(تعداد الكترون هاي تخصيص داده شده ) – ( تعداد الكترون هاي هر اتم به تنهايي ) = بار ظاهري 
در اين و در تمامي تعاريف و بحث ها تنها با الكترون هايي كه در بالاترين سطح اصلي انرژي مي باشند ، يعني آنهايي كه در علامت لوويس نشان داده مي شوند ، سر و كار داريم .
           در :NH3 ، اتم ازت داراي يك اوكتت الكترون است كه شش تاي آن ها با  اتم هاي H مشترك مي باشند . اما سه تا از شش تاي آن ها را به اتم N تخصيص       مي دهيم كه اكنون ازت داراي پنج الكترون مي گردد ، زيرا الكترون هاي آزاد را نيز به حساب مي آوريم : 
  • بازدید : 98 views
  • بدون نظر
این فایل در ۱۶صفحه قابل ویرایش تهیه شده وشامل موارد زیر است:

از لحاظ ترمودینامیکی پایدارترین الگوهای انباشتگی متعاق به گونه ای است که انرژی آزاد آن در دما و فشار مورد نظر حداقل باشد.ارزیابی انرژی آزاد معمولا مشکل است،اما تجزیه و تحلیل سهم های مر بوط بر حسب اندر کنشهای کولمبی بین یونهاکاملا ممکن می باشد.از آنجائیکه فاکتورهایی که یک ساختمان را بر دیگری مطلوب می کنند نهایتا بایکدیگر متعادل میشوند،بسیاری از جامدات بلوری در فرمهای متفاوت وجود دارندیا اصطلاحا پلی مورف می باشند.پلی مورفیسم خاصیتی از تمام جامدات و نه تنها تر کیبات یونی است.مثالی از این خاصیت ،وجود فازهای سفید وسیاه از فسفر عنصری و فازهای کلسیت و آرگونیت و از کربنات کلسیم است
تقسیم بندی پیوند ها 
نیروهای بین اتم ها را می توان به چهار دسته تقسیم کرد: 
۱-پیوند کوالانسی: 
زمانی این پیوند ایجاد می شود که اوربیتال لایه ظرفیت در اتم های غیر فلز به گونه ای هم پوشانی کنند که دانسیته الکترون بین اتم ها افزایش یابد (همپوشانی مثبت ) چون این اتم ها جاذبه مشابه یا یکسانی برای الکترونها دارند انتقال الکترون از یک اتم به اتم دیگر صورت نمی گیرد بلکه الکترونها بین آنها به اشتراک گذاشته می شود . یک پیوند کوالانسی مشتمل بر یک جفت الکترون با اسپین های مخالف است و دو اتم در آن نیز سهیم هستند این نیرو در حقیقت نیروی نگهدارنده بین اتم ها در یک مولکول است. 


۲-پیوند یونی :
پیوند حاصل از نیروهای جاذبه الکترواستاتیکی (کولمبی ) بین یک فلز و یک غیر فلز است. در پیوند های یونی خالص بین اتم ها اشتراک الکترون وجود ندارد مثلاً در واکنش بین سزیم وفلوئور یک الکترون از یک اتم سزیم به یک اتم فلوئور منتقل می شود و ذرات بارداری به نام یون تولید می شود. 
۳-پیوند اندروالس: 
این پیوند را نیروی پراکندگی لندن می نامند و در مولکولهای فاقد دو قطبی دائمی موجب می شود به صورت مایع درآیند منشاء این نیرو حرکت الکترونها است از واپیچش ابر الکترونی مولکول دو قطبی لحظه ای به وجود می آید و در هر لحظه موقعیت قطبهای مثبت و منفی به دلیل حرکت الکترونها تغییر می کند. در نتیجه مولکول در کل فاقد گشتاور دو قطبی است.نیروی لندن شامل جاذبه بین این دو قطبی های لحظه ای است. این نیرو در مولکولهای بزرگ و پیچیده ای که دارای ابر الکترونی بزرگی هستند و به راحتی قطبیده (پلاریزه )می شوند به سرعت افزایش می یابد نیروی اصلی افزایش می یابد نیروی اصلی در آرگون و تتراکلرید کربن جامد همین نیرو است
۴-پیوند فلزی: 
این نوع پیوند شبکه های منظم از اتم هایی که کمبود الکترون دارند یا گروهی از اتم ها مانند فلز است و آلیاژها را در کنار یکدیگر نگه می دارند بارزترین خصوصیت این پیوند این است که الکترونهای پیوندی در تمام سطوح کریستال به طور نسبتاً سستی به اتم وابسته اند و آزادانه در سراسر بلور فلزی حرکت می کنند زیرا پتانسیل یونیزاسیون و الکترونگاتیوی فلزات بسیار کم است . یونهای مثبت فلزی نقاط شبکه ای ثابت را در بلور اشغال می کنند و ابر منفی الکترونهای آزاد بلور را به هم نگه می دارد . 

تقسیم بندی بلور ها : 
بهترین تقسیم بندی بلور ها بر حسب نوع ذرات تشکیل دهنده و نیروهای نگهدارنده آنهاست: 
کوالانسی، یونی، و اندوالسی، فلزی 
۱-بلورهای کوالانسی ،(مشبک): 
ذرات تشکیل دهنده این بلور اتم ها هستند که با شبکه ای از پیوند های کوالانسی به یکدیگر متصل هستند این مواد بسیار دیر گداز و سخت بوده و برای از بین بردن ساختار بلوری باید تعداد زیادی پیوند کوالانسی شکسته شود الماس که در آن اتم های کربن به وسیله پیوند های کوالانسی به یکدیگر متصل شده و ساختار سه یعدی به وجود می آورد. نمونه ای از این نوع بلورها است.شکل زیر یک نوع بلور کوالانسی را که مربوط به کوارتز (سیلسیم دیوکسید sio2</SUB


بلورهای یونی: عامل نگهدارنده یونهای مثبت و منفی در ساختار بلورها وجاذ به الکترواستاتیکی است و به دلیل قوی بودن این نیرو ها نقطه ذوب بالایی دارند سخت و شکننده اند در حالت مذاب یا محلول رسانای خوبی برای جریان الکتریسیته اند اما در حالت جامد یونها آزادی حرکت ندارند. و نارسانا هستند.شکل زیر بلور یونی فلورئوریت را نشان می دهد.
 
۳-بلورهای مولکولی_: ذرات تشکیل دهنده این بلور ها مولکول هستند و قدرت نگهدارنده آنها به اندازه نیروهای الکترواستاتیکی در بلورهای یونی نیست و در نتیجه بلورهای مولکول نرم هستند و دمای ذوب پایین تر از۳۰۰ دارند. 
نیروهای پراکندگی لندن مولکول های غیر قطبی را در ساختار بلوری نگه می دارد و بلور مولکولهای قطبی نیروهای دو قطبی_ دو قطبی و همچنین نیروهای لندن وجود دارند و دمای ذوب این ترکیبات بیش تر از ترکیبات غیر قطبی با ساختمان یکسان است. 

عتیقه زیرخاکی گنج