Siiani oleme keemias puudutanud
molekulide vahelisi suhteid,nimelt metallide molekulide puhul,
ning kuidas nad üksteist mõjutavad tingituna aatompilvest
ja vee molekulidest .
Kuid siiski oleks hea , kui vaataksime üle kõik
erinevad tüüpi molekulaarsuhted ning
nende mõju aine keemis- ning
sulamispunktidele.
Alustan "nõrgemaist" . Ütleme , et mul
on hulk heeliumit .
Kujutan heeliumi molekuli aatomitena. Vaadates
perioodilisus tabelisse , siis märkame , et nii
võime kujutada kõiki väärisgaase .
Iva on peidus selles , et väärisgaasid on n.ö õnnelikud .
Nende kõige välimine kiht on täidetud .
Võtame neooni või heeliumi --- kujutan neooni,
aga kuna neooni viimane orbitaal on täidetud , siis me
võime seda ka kujutada kui ka lihtsalt neoon ja see on "õnnelik" .
Ta on täiesti endaga rahul .
Võrreldes antud juhtumit maailmaga , kus kõik on rahulolevad,
ei teki aatomil põhjust elektrone ära anda või juurde võtta ,
seega on elektronid
jaotatud võrdselt ümber aatomi , mis tähendab , et
tegemist on neutraalsete aatomitega . Nad ei soovi üksteist
siduda või midagi muud sarnast teha , seega nad lihtsalt
hõljuvad ja ei
mõjuta üksteist .
Ilmneb , et neoon on ka vedelas olekus , kui saavutada
piisavalt madal temperatuur ning fakt , et pole niisama vedelas
olekus tähendab, et peavad olemas olema jõud, mis
hoiavad neooni aatomeid üksteisega seotult .
Peamiselt väga madala temperatuuri tõttu , ei
ole piisavalt jõud, mis hoiaks neid seotuna ning
seega on ta tavaliselt gaasilises olekus.
Kuid madalatel temperatuuridel on võimalik saada selline
nõrk jõud , mis hakkab aatomeid
üksteisele lähendama.
See jõud tekib , sest
elektronid ei liigu mööda
konstantset orbitaali.
Nad on tõenäosuslikud.
Kui me kujutame neooni mitte
korrapäraste valentselektronidena ,
siis me võime teda kujutada kui
elektronpilvena ning
selline on tema pilve tõenäoliselt ka päriselt .
1s2 ning välimise orbitaali kujutis on 2s2 2p6, kas pole?
Tema suurima energiaga elektron näeks siis
välja kuidas?
Sellele on 2s elektronkate .
1s elektronkate on selle sees ning omab p-orbitaale .
p-orbitaalid näevad väljad umbes nii erinevates mõõdetes.
Aga see ei ole peamine .
Teil on veel üks neooni aatom ning ma
kujutan ka selle pilvena .
Ma ei proovi jänest joonistada.
Kuid ma arvan , et te mõistate minu tegevust.
Vaadake elektronkonfiguratsiooni videosid , kui
te soovite selle kohta rohkem teada saada, kuid mõte nende
tõenäosuslike jaotuste taga on see , et elektronid võivad asuda ükskõik kus.
Võib juhtuda , et kõik
elektronid asuvad siin .
Võib olla ka hetk , kus
kõik elektronid on hoopiski siin.
Sama asi kehtib ka selle neooni aatomi puhul.
Kui te selle peale mõtlete, siis kõigist võimalikkest
konfiguratsioonidest nende kahe neooni aatomi puhul , on tegelikult
üpriski madal tõenäosus , et
elektronid on võrdselt jaotatud.
Tegelikult, tegelikult , ilmselt on
rohkem juhtumeid , kus elektronjaotus on
ühes neooni aatomis
ebavõrdne .
Seega kui selles neooni aatomis , kus hetkel on kaheksa valentselektroni ,
asetseksid need elektronid niimoodi,
siis kuidas
näeks välja neooni aatom?
Tal on ajutitselt ühel pool suurem
laeng kui teisel pool , eks ole ?
Tundub on nagu see pool oleks sellest poolest suurema
negatiivse laenguga ehk ta on vähem positiivsem.
Sarnaselt, kui mul on teine neooni aatom veel,siis
selle elektronid võivad asetseda niimoodi ,
nagu tahvlil kujutatud.
Olgu selle neooni aatomi kujutis tahvlil
järgmine .
See asub siin ja teen selle tumedalt , sest
tegemist on väga nõrga jõuga .
Seega on see aatom kergelt negatiivne .
Aga see on ainult negatiivne ühel kindlal ajahetkel , nagu
see , mis tahvlil kujutatud .
See on aga positiivne .
See pool on negatiivne .
See pool aga positiivne .
Seega on nende kahe aatomi vahel kujutatud ajahetkel
nõrk tõmbejõud ,
mis aga kaob järgmisel hetkel , sest
elektronid muudavad oma paigutust .
Kuid tähtis on mõista ,et
selline olukord, kus elektronid on sümeetriliselt ümber aatomi
jaotunud, on peaaegu võimatu.
Seega on elektronid alati asümmeetriliselt jaotunud ning
aatomil on olemas väike laeng .
Me ei kutsu seda polaarkäitumiseks , sest
see oleks natuke ebatäpne .
Alati on ühel või teisel aatomi poolel väike laeng ,
mis võimaldab
tõmbuda vastaslaengute kaudu
teiste sarnaselt elektriliselt mittebalansis olevate molekulidega
See on aga ülimalt nõrk jõud ning
seda kutsutakse Londoni dispersioonijõuks .
Mees , kes selle jõu avastas, Fritz London , ei olnud tegelikult inglane
vaid hoopiski algselt sakslane ning
alates 1945 USA kodakondne .
Seega saime Londoni dispersioonijõu , mis on
nõrgim der Waals´i jõududest .
Van der Waals .
Ma pole kindel , kas ma selle nime ka õigesti hääldasin .
Van der Waals´i jõud on üldmõiste sellisete jõudude jaoks , mis
on molekulidevahelised ning
antud juhul on molekul sama , mis aatomgi .
Võib ka öelda , et tegemist on üheaatomlise molekuliga .
Van der Waals´i jõud on klass jõudude jaoks ,mis
on molekulide vahel ning kus molekulid või aatomid pole seotud
ei kovalentselt ega ioonselt , nagu see on
kombeks soolade puhul , millede juurde jõuame varsti .
Nõrgimad neist on Londoni dispersioonijõud .
Seega neoon , tegelikult kõik väärisgaasid ,
on mõjutatud ainult
Londoni dispersioonijõudude poolt , mis on
nõrgimad molekulidevahelistest jõududest .
Selle jõu nõrkuse tõttu läheb vaja vähe
energiat , et muutata need gaasilisse seisundisse .
Seega väga madalatel temperatuuridel lähevad väärisgaasid
gaasilisse olekusse .
Selletõttu kutsutakse neid ka väärisgaasideks .
Tõenäoliselt käituvad nad nagu ideaalsed gaasid ,
sest neil peaaegu et puudub
üksteisevaheline külgetõmbejõud .
Piisav .
Mis juhtub aga siis , kui
meil on tegemist molekulidega , mis
on rohkem polaarsed ?
Võtame näiteks vesinikkloriidi .
Vesinik on tormaks ning
ei hoia oma väliskihi elektronidest kinni .
Kloor seevastu aga hoiab väga tugevasti oma väliskihi elektronidest kinni .
Kloor on üpriski elektronegatiivne .
Ta on vähem elektronegatiivne kui need elemendid .
Antud elemendid on väga elektronegatiivsed ,
aga kloor on
üpriski elektronegatiivne .
Seega kui meil on vesinikkloriid ,
siis kloor jagab ühte
elektroni vesinikuga .
Kloor jagab elektroni
vesinikuga .
Kuna kloor on rohkem elektronegatiivne kui vesinik ,
siis elektronid asuvad enamasti kloori ümbruses .
Seega saame , et vesiniku poolel on
positiivne laeng ning kloori poolel aga
negatiivne laeng .
See on analoogne
vesiniksidemetega .
Vesiniksidemed on sellist tüüpi sidemed , mida
kutsutakse ka dipoolseteks sidemeteks või seosteks .
Seega on mul üks kloriidi aatom , mis näeb välja nii ,
ning ka teine aatom , mis näeb
välja nii .
Kui mul oleks teine kloriidi aatom ---
kopeerin selle siit --- siis nende vahel
on selline tõmbejõud .
Teil on tõmbejõud nende kahe
vesinikkloriidi
molekuli vahel .
Positiivne pool sellest dipoolist kuulub
vesiniku poolele , sest elektronid on
nihkunud vasakule
kloori juurde .
Van der Waals´i jõudude tõttu on see dipoolidevaheline
side tugevam kui Londoni dispersioonijõud .
Selguse mõttes mainin ära ka selle , et Londoni dispersioonijõud esinevad
mistahes molekulseostes .
Aga ta on väga nõrk võrreldes suvalise
teise jõuga .
Ta mängib ainult siis rolli , kui on tegemist
väärisgaasidega .
Isegi antud juhul on tegemist ka Londoni dispersioonijõududega , kui
elektronjaotus juhtub mingil
ajahetkel paigast ära nihkuma .
Kuid see dipoolilt dipoolile side on kordades tugevam .
Kuna side on tugevam , siis kulub ka
rohkem energiat , et minna vedelasse seisundisse ning
veelgi rohkem , kui minna
gaasilisse olekusse .
Kui võtame veel elektronegatiivseid
elemente , nagu näiteks lämmastik ,
hapnik või fluor , siis
tekib eriline dipoolilt dipoolile side ,mis on
tegelikult ka vesinikside .
See on põhimõtteliselt sarnane olukorrale , kui teil oleks lihtsalt vesinikfluoriid .
Palju vesinikfluoriide hunnikus koos .
Kirjutan vaadeldava
valemi siia .
Fluoriid on ülimalt elektronegatiivne .
See on üks kolmest kõige elektronegatiivsemast aatomist
perioodilisus tabelis , ning seega
tõmbab ta kõik elektronid enda poole .
Seega on tegemist väga tugeva dipoolilt dipoolile sidemega ,
kus kõik elektronid koonduvad
fluoriidi poolele .
Seega on siin osaliselt positiivne laeng, siin aga
negatiivne , siin positiivne , siin negatiivne ,
siin positiivne , siin negatiivne laeng jne .
Seega on tegemist millegi sellisega , mis on ehe
näide dipoolsest sidemest .
Kuid see on väga tugev dipoolne side , seega
öeldakse selle kohta vesinikside , sest on tegemist vesiniku ja
väga elektronegatiivse aatomiga ning elektronegatiivne aatom
võtab ära vesiniku ühe elektroni .
Seega jääb vesinikule alles ainult prooton ,
mistõttu on tal ka positiivne laeng ning
tugevalt seotud negatiivse poolega .
Seega on tegemist Van der Waals´i jõududega .
Nendest nõrgim on Londoni dispersioonijõud .
Kui teil on molekul suhteliselt elektronegatiivse aatomiga ,
siis hakkab tekkima dipool , kus ühel pool
on molekul polaarne ning tekib side
positiivse ja negatiivse pooluse
poole vahel .
Tekib dipoolilt dipoolile side .
Sellest veel tugevam on aga vesinikside , eriti
seepärast, kuna elektronegatiivne aatom võtab
ära vesiniku
aatomi .
See on siiski jagatud seisus ,
aga asub tugevama poolel .
Kuna tegemist on tugev sidemega , siis sellest tugevusest
on tingitud ka kõrgem keemistemperatuur .
Seega saime , et meil on Lodoni dispersioonijõud , dipool ehk polaarsed sidemed ning
vesiniksidemed .
Need kõik kuuluvad aga Van der Waals´i jõudude hulka ,
aga tingituna molekulidevaheliste jõudude suurenemisest ,
tõusevad vastavalt ka keemistemperatuurid ,
sest kulub rohkem energiat , et sidet lõhkuda .
Järgmisese videos --- meie aega on otsa korral .
See on hea ülevaade
erinevat tüüpi molekulidevahelistest sidemetest ,
mis ilm tingimata ei pruugi olla kovalentsed ning ioonsed .
Järgmises videos räägin ma rohkem kovalentsetest ning
ioonsetest sidemetest ning
kuidas nad mõjutavad keemistemperatuuri .