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 .