Fazni prelazi. Čvrsto, tečno i gasovito stanje i kako na njih utiču temperatura, pritisak.

U postu o endotermnim i egzotermnim procesima sam vam nacrtao kristalnu rešetku. Supstance koje su čvrste imaju kristalnu rešetku, neke pravilnu kao što sam nacrtao neke malo manje pravilnu, ali poenta je da je supstanca čvrsta jer su molekuli i atomi međusobom povezani i ne mogu da se kreću (samo osciluju) i zato je ta sipstanca čvrsta. Ako su molekuli međusobom povezani ali ipak mogu da imaju translatorno kretanje (translatorno kretanje možete zamisliti kao bisernu ogrlicu gde su biseri molekuli)  onda imamo tečno stanje. A ako imamo slobodne molekule koji među sobom ne uspostavljaju trajnje veze onda imamo gasovito stanje.

Naravno, probaću to da vam malo približim. Zamislimo sto za bilijar sa kuglicama na njemu a da su kuglice molekuli. Molekuli imaju kinetičku energiju, odnosno energiju zbog koje se konstantno kreću. Sto (za bilijar) možemo da posmatramo kao posudu u kojoj se nalaze naši molekuli. Ako molekuli (kuglice) imaju kinetičku energiju, tj. stalne se kreću, kuglice će se haotično kretati po stolu, sudatati se međusobno i sa zidom stola (posude). To je u stvari primer gasovitog stanja. Tečno stanje bi bilo kada bi smo povezali kanapom (kao navedena biserna oglica, odnosno vise bisernih ogrlica), kuglice (molekuli) bi se kretali, ali bi imali ograničeno kretanje, jer bi morali za sobom da "vuku" i ostale kuglice. To bi donekle predstavljalo tečno stanje. Čvrsto stanje bi bilo kada bi smo kuglice spojili metalnim tankim cevima, te se one ne bi kretale (u čvrstom stanju, molekuli osciluju).

To bi bio neki prost primer, koji naravno služi samo da vam dočara, nije baš precizan i detaljan.

Zato gasovi zauzimaju celokupnu zapreminu posude u kojoj se nalaze, jer molekuli nisu ograničeni vezama te se kreću sve dok ne udare u zid posude ili u drugi molekul. Čvrste supstance imaju stalnu zapreminu i oblik (ukoliko ne primenimo fizičku silu na njih i ukoliko ih ne posmatramo u praškastom obliku) jer su molekuli povezani čvrstim vezama. Tečnosti imaju stalnu zapreminu jer su molekuli povezani, ali zauzimaju oblik posude jer te veze nisu čvrste kao kod čvrstih supstanci.

Promenom temperature.

Rekli smo da molekuli imaju energiju, ako zagrevamo molekule mi im dajemo kinetičku energiju, a kako je kinetička energija, energija kretanja, zagrevanje izaziva molekule da se kreću. Ako imamo gas, gde se molekuli haotično kreću, zagrevanjem odnosno dodatkom kinetičke energije mi ćemo im još više povećati to haotično kretanje. Gas zagrevanjem ne menja svoje stanje ali menja pritisak. Pritisak je u stvari mera kolikom silom pritiskamo jedan metar kvadratni površine. Ako bi ste npr uzeli rukom i gurali kutiju po stolu, to bi vam plastično objasnilo pritisak. Ako smo imali gas pre nego što smo ga zagrejali, molekuli su udarali u zid posude i to je bila neka vrednost pritska. Kada smo zagrejali gas, molekuli su dobili energiju, postali su brži i jače udaraju u zid posude, to znači da sada imamo povećanje pritiska. Dakle, povećanje temperature izaziva povećanje pritiska kod gasova. Ako pak, hladimo gas, molekuli gube kinetičku energiju i time pada pritisak. Dakle, smanjenje temperature izaziva opadanje pritiska.

Međutim, ukoliko nastavimo da hladimo gas, molekuli će sve više i više početi da usporavaju, do jednog trenutka kada će molekuli početi da se približe jedni drugima i da uspostave međumolekulska privlačenja i time pređu u tečno stanje, odnosno gas će preći u tečno stanje. Naime, molekuli u gasu se sudaraju i imaju potencijal da se privuku i naprave međumolekulsko privlačenje, ali kako imaju previše veliku kinetičku energiju, oni se odvajaju i ne prelaze u tečno stanje. To postižemo kada im smanjimo tu kinetičku energiju, odnosno smanjujemo temperaturu. Naravno, sada kada imamo tečnost ako je zagrevamo ona će ponovo preći u gasovito stanje jer povećavamo kinetičku energiju tih molekula i oni će imati dovoljnu energiju da se odvoje od susednih molekula i nastaje gasovito stanje. Molekuli u tečnosti imaju manji pritisak nego dok su u gasovitom stanju, jer molekuli opet imaju manju kinetičku energiju. Ako nastavimo da hladimo tečnost će preći u čvrsto, opet jer molekuli gube kinetičku energiju. Čvrsto stanje je krajnje stanje u koje neka materija može preći, molekuli imaju toliku energiju da samo osciluju. Da bi smo zaustavil i to oscilovanje morali bi smo da ohladimo supstancu na -273 ˚C i ta temperatura se naziva apsolutna nula.

Čvrsto stanje praktično i nema pritisak, jer molekuli nemaju kretanje kako bi udarali u zid posude. Zagrevanjem, čvrsto stanje prelazi u tečno, po istoj logici kao i prethodno navedeno.

Promena zapremine.

Hajde sada da zamislimo da imamo gasovitu materiju u zatvorenoj posudi i da počinjemo da smanjujemo zapreminu te zatvorene posude npr. da nam je posuda zatvoren šrpic i povećanje zapremine vršimo povlačenjem klipa na dole (slika 1).

 

Slika 1.    gasovito stanje                                  tečno stanje                                              čvrsto stanje

Šta se dešava, imamo gasovitu supstancu sive boje. Ako krenemo da pomeramo klip na gore mi smanjujemo zapreminu odnosno povećavamo pritisak. Molekuli koji se haotično kreču se sada suočavaju sa sve manjom zapreminom po kojoj mogu da se kreću, sve česće se sudaraju, pribižavaju se jedni drugima i usled toga uspostavljaju međumolekulska privlačenja i prelaze u tečno stanje (drugi "špric" napunjen plavom bojom, odnosno tečnošću). To je praćeno oslobađanjem toplote, tj špric se zagreje jer molekuli odaju kinetičku energiju kako bi iz haotičnog kretanja prešli u mirnije stanje, odnosno u tečno stanje. Dakle povećanje pritiska dovodi do prelaska gasovitog u tečno stanje. Ako bi smo sada pak smanjili pritisak, tečnost bi prešla u gasovito stanje, odnosno u početno stanje jer molekuli više nisu uslovljeni malo zapreminom, ali da bi prešli u gasovito stanje morali bi da povećaju svoju kinetičku energiju. To postižu tako što bi uzeli toplotu iz okoline (oko šprica) a to bi se manifestovalo tako što bi se špric ohladio.

Ako nastavimo da kod tečnog stanja i dalje povećavamo pritisak, molekuli se sve više i više približavaju jedni drugima, primorani su da zauzmu sve manji prostor, do trenutka kada tečnost prelazi u čvrsto stanje (zelenom bojom obojeno). Smanjenje pritiksa bi dovelo do prelaska čvrste supstance u tečnost, tečnost dalje u gas.

Prelazak čvrstog u tečno se naziva topljenje, tečnog u gasovito se naziva isparavanje. Prelazak gasovitog stanja u tečno se naziva kondezacija, a tečnog stanja u čvrsto se naziva mržnjenje. Ovi procesi kada jedno stanje tj faza prelazi u drugo stanje odnosno fazu se naziva faznim prelazima.

Postoje supstance koje mogu da "preskoče" prelazak u tečno stanje, odnosno da iz čvrstog pređu odmah u gasovito stanje što se zove sublimacija i iz gasovitog u čvrsto što se zove resublimacija.

Sem gasovitog, čvrstog i tečnog stanja postoji i stanje koje se zove plazma stanje, ali smatram da vam razumevanje tog stanja nije trenutno neophodno.

Atomske orbitale. Blokovi periodnog sistema elemenata.

Stekao sam utisak da mnogi uzimaju zdravo za gotovo periodni sitem elemenata (PSE), ali on nam pokazuje još neke stvari sem mase i broja elektrona, protona i neutrona u nekom elementu.  Ok, elementi su poređani po svojim atomskim brojevima i poređani su po grupama i periodama. Kako se menjaju osobine duž grupa i perioda postoji u knjigama (internetu), objasniću vam samo kako se menja atomski prečnik duž grupa i perioda. Ali ono što je meni glavni cilj, to je da vam objasnim blokove nakon uvodnog dela o tome kako se menja atomski radijus tj. prečnik i šta su to atomske orbitale.

Duž grupe atomski prečnik raste, duž periode opada. Duž grupe (npr. u prvoj grupi, od H do Fr) raste prečnik, jer jednostavno imamo sve više protona i neutrona i oni moraju da zauzmu veći prostor. Ali zašto onda duž periode opada atomski prečnik? Uzmimo III periodu, Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl i Ar. Ako krenemo od Na, on ima određeni prečnik, sledeći Mg ima jedan elektron i jedan proton više ali on ima ipak manji prečnik od Na. Uzmite da su protoni na neki nači "glavni", oni su teži od elektrona i oni ih privlače ka sebi. Ako smo dodali 1 p⁺ i 1 e^- onda samo jezgro atoma jeste poraslo, ali celokupan atom nije, celokupan atom je smanjio svoj prečnik jer kako imamo 1 p⁺ više sada to jezgro jače privlači sve ostale elektrone. Inače je atomsko jezgro manje od elektronskog omotača koje je znatno veće i to znači da će elektronski omotač imati većeg uticaja na veličinu našeg atoma. Zato opada atomski radijus duž periode. Na osnovu ponašanja atomskih radijusa trebalo bi da vam bude jasno kako se menjaju elektronegativnost i energija jonizacije (koju nisam nisam spomenuo u ranijim postovima, ali verovatno hoću u nekom drugom postu).

Ok, I grupa znači da njeni elementi imaju 1 valentni elektron, II da imaju 2 itd. (naravno, postoje IIa i IIb grupe, lakše vam je odrediti valentne elektrone sa takvom podelom grupa, nego sa grupama koje idu od brojeva 1-18). Ti elektroni se raspoređuju po energetskim nivoima i orbitalama. Nivoi su zamišljene kružnice po kojima kruže ti elektroni (kao sfere/kružnice u postu "hemijske veze i polarnost" prva slika, atom C) i ti nivoi imaju svoje oznake i određene količine koliko elektrona mogu maksimalno da prime. A orbitale su prostori unutar tih nivoa u kojima se smeštaju elektroni tih nivoa. Dakle orbitale su u stvari podele tih energetskih nivoa na neke prostore. Orbitale takođe imaju svoje oznake i takođe imaju ograničene količine elektrona koje mogu da prime. Vratićemo se na nivoe i orbitale. Zašto postoje orbitale? Orbitale postoje jer su elektroni male, negativno naelektrisane čestice koje se konstatno kreću, tj kruže oko jezgra. To je lako reći, teško je utvrditi i nacrtati gde se tačno ti elektroni nalaze. Npr. uzmimo He, ima jezgro od 2 p⁺ i 2 e^-. Ta dva elektrona kruže oko jezgra na istom energetskom nivou, mada taj nivo ne znači da postoji tačna putanja po kojoj ta dva elektrona kruže, oni malo mogu da odstupaju od te line, pa sad znači da to nije nivo, već na neki nači pojas. Dakle, elektroni kruže, ali elektroni su negativni, pa moraju da se međusobno odbijaju. To znači da je njima najbolje kada su maksimalno udaljeni jedan od drugog odnosno, kada je jedan elektron nasuprot drugog elektrona (a između njih jezgro). Ali to nije najčešće slučaj, jer kako smo rekli ti elektroni se konstatno kreću pa onda ta dva elektrona možemo da zamislimo sada da se ne kreću po pojasu energetskog nivoa, već kao oblak sfernog oblika po kome se kreću ta dva elektrona izbegavajući jedan drugog. Zato se kasnije uči o verovatnoći nalaženja tih elektrona jer je veća verovatnoća da se oni nalaze na nekoj određenoj udaljenosti, po nekoj zamišljenoj kružnici. O tome (verovatnoći) ćete učiti mnogo kasnije, verovatno tek na fakultetu. Problem dalje nastaje kada imamo 8 elektrona unutar jednog energetskog nivoa, pa zatim 18 tj. kako njih rasporediti a da budu udaljeni jedan od drugog a opet na odgovarajućoj udaljenosti od jezgra i na odgovarajućoj udaljenosti između energetskih nivoa. I zato postoji potreba za orbitalama, na osnovu njih i njihovog oblika, mi raspoređujemo elektrone unutar tih energetskih nivoa i dočaravamo kako se raspoređuju ti elektroni. Ok, sve ovo je bilo informativno, da vam dočaram koliko je u stvari komplikovano naučnicima bilo da objasne nama izgled atoma i zato se to objašnjava energetskim nivoima i orbitalama. Mi ćemo energetske nivoe zamišljati kao kružnice a orbitale ćemo zamišljati kao oblike o kojima ćemo sada učiti. 

Ok, dakle elektroni kruže po zamišljenoj kružnici (energ. nivo) i oni se međusobno "izbegavaju" jer su isto naelektrisani, pa se raspoređuju po orbitalama, odnosno prostorima unutar tih energetskih nivoa. Do 2 elektrona se smeštaju u jedan energetski nivo i taj energetski nivo ima jednu orbitalu, tj. s orbitalu. Do 10 elektrona se smeštaju u 2 energetske orbitale, prva 2 u prvi energ. nivo koji ima samo jednu orbitalu, tj s-orbitalu a preostalih 8 u dve orbitale. Prva dva se smeštaju u s-orbitalu (ovo je s orbital drugog nivoa, koja je veća od s orbitale prvog nivoa) a preosta 6 u p-orbitale.

s orbitale su kržnog tj sferičnog oblika i mogu da prime maskimalno 2 elektrona. p-orbitale mogu maksimalno 6 elektrona, d mogu 10 a f 14 elektrona da prime. Ako zamislimo da 1 elektron ako kruži oko jezgra formiraće krug tj u prostoru sferu, ako zamislimo 2 elektrona koja kruže i teže da se udalje opet formiraju sferu, sa 3 elektrona već nastaje problem. Dva elektrona će ostati u toj s orbitali, treći "odlazi" u p orbitalu. U sredini p orbitale se u stvari nalazi jezgro atoma i tu ustvari elektroni i ne mogu da se nađu (takođe i s orbitala ima unutar sebe malu šupljinu, tj prostor koji zauzima jezgro atoma).  Evo i slike kako izgledaju te orbitale (bez f-orbitala).

Ono što mi možemo da vidimo iz PSE to je kako su raspoređeni valentni elektroni po tim orbitala. Naime, postoje blokovi unutar kojih se valentni elektroni raspoređuju. Postoje s, p, d i f blokovi. Logično, u s blokove spadaju oni elementi kod kojih se valentni elektroni nalaze u s-orbitala, u p oni sa p-orbitalama itd.

To znači da prve dve grupe imaju uvek valentne elektrone u s orbitalama, H koji se nalazi u prvo preiodi ima 1s orbitalu, Li koji se nalazi u drugoj periodi ima 1s i 2s orbitalu koja sadrži 1 valentni elektron itd.. A evo kako to izgleda u prostoru kada bi smo presekli na pola H, Li i Na i njihove s-orbitale.

Naranvno, ove polovine sfera na slici se ne dodiruju. Sve to za p, d i f orbitale je malo komplikovanijeg izgleda (komplikovano je meni da to nacrtam u 3D prostoru, a slike dostupne na internetu nisu besplatne, pa koga to interesuje može pronaći na internetu, na žalost dostupno samo na engleskom jeziku, koliko ja znam). Ali i to kako izgleda u prostoru nije bitno koliko je lako pisati elektronske konfiguracije elemenata ukoliko znamo kako izgledaju blokovi periodnog sistema elemenata.

U sledećem postu ću govoriti o emenata na metale, nemetale i prelazne elemnte u PSE koji su takođe bitni za razumevanje i neke dalje osobine.

Hemijske veze. Polarnost hemijske veze i molekula.

Polarnost veze i molekula je nešto što neki ljudi slabije razumeju pa ću prvenstveno to probati ovde da objasnim. Usput, spomenuću i osnovne tipove hemijskih veza i kako one nastaju. Hemijske veze sam želeo da izbegnem jer ima toliko tema razrađenih i napisanih po knjigama i internetu da je to vrlo lako naučiti, ali ipak sam odlučio da je zbog detaljnijeg objašnjena neophodno da spomenem neke od najbitnijih stvari.

Valentni elektroni. Luisove formule.

Da bi smo razumeli kako dva ili više atoma formiraju vezu moramo da znamo šta su valentni elektroni. Svi znamo da se atom sastoji iz jezgra i omotača. U jezgru imamo protone p⁺ i neutrone n⁰. U omotaču se nalaze elektroni e^- koji se kreću po energetskim nivoima:

Kao što vidimo na slici, na primeru atoma ugljenika, atom ima ukupno 6 elektrona. Taj podatak pronalazimo u periodnom sistemu elemenata gde ugljenik ima redni broj 6 (6 elektrona i 6 protona). 2 elektrona se nalaze na prvom energetskom nivou (kružnica bliža jezgru) i to je maksimalan broj elektrona koje može prvi energetski nivo da primi. Drugi energetski nivo (druga kružnica) sadrži 4 elektrona. Inače, on može da primi maksimalno 8 elektrona. To je kako izgleda to u prostoru. Inače se to piše elektronskom konfiguracijom:

1s² 2s²2p²

Zašto i kako se pišu elektronske konfiguracije, mislim da je takođe lako dostupno, ukoliko se ne predomislim i to napišem i objasnim u nekoj od tema.

Dakle, Ako imamo atom C kao što je prikazan na slici on formira veze sa drugim atomima tako što se njegovi elektroni uparuju sa elektronima tog drugog elementa. Ali ne svi elektroni, već samo valentni. A valentni elektroni su oni koji se nalaze na poslednjem energetskom nivou. U našem slučaju to su 4 elektrona koja ima atom C (spoljašnja kružnica). To vam je kao kada stavite dve kugle sladoleda u činiju. Kugle se pri dodiru spajaju i delimično mešaju, ali osim ukoliko vi ne upotrebite silu, one će se dodirivati i mešati samo po spoljašnosti, a ne i po unutrašnjosti. To je prost primer, a razlog kod atoma je taj da u vezama atoma učestvuju samo valentni elektroni, jer da bi učestvovali i unutrašnji bilo bi neophodno da se i dva pozitivna jezgra približe jedan drugom, što je, složićete se jako nepovoljno. Neko bi onda mogao da pita "ok, ako približavamo + i + odbijaće se, kao kod jezgra, ali zar onda ne bi trebali i elektroni sa jednog i drugog atoma da se odbijaju jer su oba negativna?". Da, elektroni su negativni i odbijaju se, ali kada nastaje veza ti elektroni ostaju zajedno, u paru jer  se postiže konfiguracija plemenitog gasa, što će naravno biti spomenuto i objašnjeno u daljem tekstu.

Ok, dakle utvrdili smo šta su valentni elektroni. Oni se crtaju u Luisovim formulama u obliku tačkica. Hajde da odredimo valentne elektrone elemenata počev od Li do F.

Kako se inače to najlakše određuje za početne elemente (sve do Cl, kasnije važe ista pravila ali dolazi do nekih izuzetaka). Elementi od Li pa sve do F se nalaze u drugoj periodi. To znači da se njihovi valentni elektroni nalaze na drugom energetskom nivou (perioda = energetski nivo valentnih elektrona). Ako se nalaze na drugom, to znači da zanemarujemo elektrone sa prvog valentnog nivoa. Prvi valentni nivo ima 2 elektrona. Dakle, Li kako ima redni broj 3 (3 elektrona i 3 protona) to znači da on ima 3-2=1 valentni elektron. Na ovaj način izračunamo i za sve ostale članove. E sad, rekli smo da se kod Luisovih formula elektroni crtaju u obliku tačkica. Te tačke okružuju naš element ali postoji pravilo kojim se crtaju. Crtaju se na četiri strane, ispod, iznad, levo i desno od elementa kao što je prikazano na slici. Ako imamo 4 elektrona rasporedićemo ih po redosledu od 1 do 4 kao što je prikazano za neki element X, ali ako imamo više od 4 valentan elektrona moramo da ih "uparimo" sa već nacrtana 4 elektrona po redosledu koji je prikazan sa elementom Y:

Redosled pisanja nije bitan koliko je bitno da kada imate manje od 5 elektrona oni svi moraju biti nespareni, ako imate 5 ili više da moraju biti spareni ali tako da ih sparimo na pravilan način. Evo kako izgledaju Luisove formule valentnih elektrona našeg niz elemenata:

Vidimo da Li ima 1 valentni elektron, a poslednji F ih ima 7. Da bi smo najlakše objasnili kako dva atoma formiraju vezu spomenućemo još i H. Vodonik ima jedan jedini elektron, dakle ima Luisovu formulu:

H ∙

Uzmimo jedinjenje HF. Sa crteža Luisovih formula, vidimo da H ima 1 elektron a F ih ima 7. Atom F ima 1 nesparen elektron (ostalih 6 su spareni), pa će on onda spariti taj jedan svoj nespareni elektron sa elektronom H. Evo kako to izgleda:

Zašto njima odgovara da upare svoje elektrone? Zašto se ti elektroni ne odbijaju? Sve se to dešava jer na taj način elementi postižu stanje plemenitog gasa. Šta to znači prostije rečeno? To znači da sada H ima isti broj elektrona kao plemeniti gas He (redni broj 2) jer ima jedan svoj elektron (crvene boje) i 1 elektron koji potiče od F (zelene boje). F sa druge strane ima oko sebe 8 elektrona na poslednjem energetskom nivou, odnosno 2 sa prvog energetskog nivoa koji zanemarujemo pri crtanju i ovih 8 = 10 elektrona, koliko ih ima plemeniti gas Ne.

Vi možete da probate da nacrtate za jedinjenje CH₄. Videli bi ste da imamo po jedan atom H na sve 4 strane C i atomi vodonika bi imali po 2 elektrona a atom C ukupno 8 (4 svoja i 4 od cetiri atoma H).

Ok, naučili smo i razumeli kako nastaju veze. Ali postoje tipovi te veze, načini kako se uparuju ti elektroni i šta se sa njima dalje dešava. Pa na osnovu toga postoje jonska, kovalentna i metalna veza. Ja ću vam, za sada objasniti samo kovalentnu i jonsku vezu u kratkim crtama.

Jonska i kovalentna veza.

 Naučili smo da veza nastaje tako što atomi međusobno dele elektrone, ali to nije baš u potpunosti tačno. Sve to je gore navedeno je ispravno, ali kada jednom dva ili više atoma upare svoje elktrone, nastaje problem u nekim slučajevima i zato postoje tipovi tih veza, tipovi tih deljenja elektrona.

Hajde da uporedimo navedeni molekul CH₄ i uzmimo molekul NaCl.

I sada se podsetimo elektronegativnosti koju smo spomenuli na početku posta/teme "Kiseline i baze. Elektronegativnost". Hajde da uporedimo elektronegativnosti naših elemenata. Elektronegativnost C je 2,55 a H 2,2. To su jako slične vrednosti. Atom C ima neznatno veću vrednost elektronegativnosti pa i to privlaćenje koje vrši je slabo. S druge strane, elektronegativnost Cl je 3,16 a Na 0,93 što je veoma velika razlika. Zato Cl kao elektronegativniji atom privlači sebi elektrone, kao što smo već o tome učili u navedenom postu/temi.

Kada imamo atome koji u vezi imaju slične elektronegativnosti ili pak elektronegativnosti čije razlike nisu velike, onda kažemo da oni dele taj elektronski par kao što je slučaj za atom CH₄ kažemo da je to kovalentna veza, a kada imamo atome kod kojih jedan atom mnogo jače privlači sebi elektrone onda kažemo da imamo jonsku vezu kao za slučaj NaCl i u tom slučaju nemamo deljenje veze, jer kako Cl veoma jako privlači sebi elektrone lako je razoriti tu vezu. E sad, postoje i kovalentne veze gde će atomi imati znatnu razliku u elektronegativnosti, ali ta razlika neće biti dovoljno velika, kao što je velika kod jonskih jedinjenja.

Naravno, nađite definicije u svojim knjigama ili na internetu, postoji još dosta o ovoj temi, nemoguće je da navedem sve definicije, osim toga, to inače nije predmet ovog bloga, teme bi bile ogromne, ali mislim da će vam sada te stvari u knjigama i na internetu biti mnogo jasnije. Ali, hajde da sada skontamo još neke logične i bitne pojave koje će nam koristiti da razumemo još neke stvari, a zatim prelazimo na polarnost.

Dakle imamo NaCl, znamo da ima jonsku vezu, znamo i zašto, a učili smo u temi "Endotermni i Egzotermni procesi. Rastvaranje i Kristalizacija" da se NaCl rastvara u vodi i kakav je to proces (endoterman), ali hajde da probamo da razumemo zašto voda rastvara NaCl molekul? Voda prilazi kristalnoj rešetci NaCl i odvaja Na⁺ i Cl^- jone. Zašto? Zato što je to jonska veza, Cl je privukao sebi elektronski par, odnosno vezu. Na je sada praktično bez elektrona i on je sada delimično pozitivan, jer ima svoje jezgro sa pozitivnim protonima i ima sada jedan elektron manje, jer ga je Cl privukao sebi. Kada dodje molekul vode i proba da odvoji Na od Cl u kristalnoj rešetci oni se lako odvajaju jer se "ne drže čvrsto", ta veza je bliža Cl i ta veza puca. Ali puca tako da taj 1 valentni elektron koji je imao Na ostaje Cl. Zato sada imamo jon Na⁺, jer mu nedostaje taj elektron, a imamo i jon Cl^- jer ima jedan elektron viška, elektron koji je uzeo od Na. Ovo privlačenje elektrona od strane Cl u molekulu NaCl ne treba bukvalno da shvatite da je Cl uzeo taj elektron. Ne, on ga je sebi privukao (tj vezu), tek kada dođe do raskidanja te veze atom Cl uzima taj elektron od Na.

Šta je sa kovalentnim vezama?

Jedinjenja sa kovalentnim vezama se i rastvaraju i ne rastvaraju u vodi. To sada zavisi od polarnosti veze. Naravno biće objašnjeno.

Sve navedeno do sada o kovalentnim i jonskim vezama je bilo u kratkim crtama. Naravno, opet naglašavam da se morate više informisati, postoje definicije koje ćete sada nadam se lako razumeti i primeri ovih veza i još neka objašnjena o tome kako se određuje polarnost, tj kako se računa. Izračunavanje polarnosti je lako, ali samo razumevanje polarnosti veze i molekula je na internetu najčešće veoma loše objašnjeno, te ću u daljem tekstu probati to da vam objasnim tako da logično razumete i kasnije sami odredite da li je neki molekul polaran.

Polarnost veze.

Kovalentna veza može biti polarna i nepolarna. Šta to znači, kako se određuje, sve će biti objašnjeno ali moramo krenuti polako i od početka. Jedna od definicija jonske veze je da je jonska veza, veza izmedju metala i nemetala. Kovalentna veza je veza izmedju dva atoma slične elektronegativnosti ili veza između istih atoma npr molekul kiseonika. Za primer uzećemo molekule CH₄ i H₂O. Oba molekula imaju kovalentnu vezu. Ali hajde da vidimo kakvu elektronegativnost imaju atomi u toj vezi. Elektronegativnost, stalno je spominjemo. Dakle, C i H imaju sličnu elektronegativnost, već smo to gore naveli. C ima malo veću elektronegativnost pa veoma slabo privlači elektrone. Ako kod CH₄ molekula C privlači elektrone, to znači da H ostaje delimično bez elektrona, ali bitno je da se napomene da to nije jako privlačenje kao kod Na-Cl veze. Dakle C privlači elektrone sa sva 4 atoma H, veoma slabo, ali ih ipak privlači. To se crta vektorima, tj strelicama na sl način:

Dakle, elektroni u vezi idu ka C. Ako idu ka C to znači on postaje negativan (zbog viška elektrona) a atomi H pozitivni (zbog manjka elektrona).  To zanči da je veza polarna. Svaka veza izmedju dva različita elementa je uvek makar malo polarna jer ne postoje dva različita elementa sa istim vrednostima za elektronegativnost. Kada je veza polarna to se prikazuje na sl način:

C←H

Gde strelica predstavlja vezu, elektronski par koji je pomeren ka C zbog svoje veće elektronegativnosti. Dakle veza je polarna, ali to ne mora da znači automatski da je i sam molekul polaran. Ako želimo da odredimo da li je molekul polaran ili ne moramo da gledamo gornju sliku, slika koja prikazuje veze u  molekulu CH₄ u obliku vektora.

Sada možemo da odredimo da li je molekul polaran ili nije. To se određuje sabiranjem vektora, uči se iz matematike i fizike, ali hajde opet da probamo da razumemo to logično. Naravno, pravilnije je određivanje polarnosti sabiranjem vektora, ali postoji jedan moj metod kojim sam ja kao klinac lako to određivao.

Ove strelice možemo da zamislimo kao da imamo dva čoveka koji vuku kanap. Jači čovek će privući sebi ovog drugog čoveka, logično. Ako sada zamislimo da imamo 3 čoveka kao na slici

ako imamo crvenog čoveka koji predstavlja 1 atom i dva crna coveka (neka druga dva ista atoma) onda neće doći do nikakvog pomeranja jer ma ko bio jači sva trojica će mirovati. Naravno, crni čovečuljci su iste snage, jer su to isti atomi iste elektronegativnosti pa ne dolazi do pomeranja, jer ako su npr. crni jači, levi će vući u levu stranu crvenog čoveka, ali desni će takođe vući u istu stranu istom snagom pa se niko neće pomeriti. Ako bi sada zamislili 5 čoveka, crveni u sredini a 4 iste snage oko njega po rasporedu kao što je to slučaj za naš CH₄ molekul, opet ne bi došlo do pomeranja jer bi sva četiri čoveka vukla crvenog čoveka istom snagom kako su to isti atomi i poništavala jedan drugog (levi i desni bi se medjusobno poništavali, a gornji i donji bi se međusobno poništavali) te se crveni čovečuljak opet ne bi pomerao. A to nepomeranje, tj kada se poništava to povlačenje znači da imamo nepolaran molekul. Dakle, naš molekul bi bio nepolaran, jer iako imamo 4 polarne veze, celokupan molekul je nepolaran. Isto se dobija kada bi se sabrali vektori tih veza, imali bi smo nepolaran moleku. Savetujem svejedno da naučite sabiranje vektora, bilo vama jasno ovo moje objašnjenje sa čovečuljcima ili ne.

Pre nego što pređemo na molekul vode, hajde da uzmemo molekul CH₃Cl, to znači da smo jedan molekul H zamenili atomom Cl. Da li je on polaran? On jeste polaran, jer je atom Cl sada rasturio ravnotežu. Hlor je najelektronegativniji, on privlači sebi elektrone, i iako C vuče ka sebi elektrone od H, Cl vuče elektrone sa C sa kojim je vezan i nemamo privlačenje u istim pravcima, pa je molekul polaran. Molekul CCl₄ bi takođe bio nepolaran, po istoj logici kao za CH₄ molekul.

Nadam se da je ovo bilo logično, ukoliko vam ova metoda nije baš najjasnija, sa sabiranje vektora će vam biti jasno.

Molekul vode izgleda ovako:

H - O - H

Kiseonik  je elektronegativniji, vuče elektrone od H pa je veza polarna H → O, ali ako bi smo posmatrali ceo molekul

H → O ← H

Rekli bi smo po onoj logici 3 čoveka koja vuku kanape da je ovaj molekul nepolaran. Međutim on je polaran, a razlog je sledeći: kiseonik ima slobodne elektronske parove. Šta su sada slobodni elektronski parovi? Hajde da nacrtamo Luisovu formulu molekula H₂O.

Vidimo da imamo i po dva elektrona iznad i ispod atoma O. To su naravno njegovi valentni elektroni i ti elektroni se nazivaju slobodnim elktronskim parovima (slobodni jer ne učestvuju u vezama). Ti slobodni elektronski parovi utiču da molekul H-O-H ne izgleda tako, kao prava linija već je ta veza savijena.

Zato je ovaj molekul polaran, jer bi onda ovako raspoređena 3 čoveka se pomerila, ne bi spoljašnji čovečuljci poništavali jedan drugog jer se ne nalaze u pravoj liniji. Ili zbir vektora ne bi bio 0. O ovim slobodnim elektronskim parovima, biće reči u nekoj drugoj temi, jer dosta utiču na hemijske veze i ponašanje elemenata i molekula. Naravno da bi ste odredili da li neki molekul sadrži slobodne elktronske parove crtali bi ste mu Luisovu formulu.

Molekul vode je dakle polaran. Polaran znači da ima jedan pozitivan i jedan negativan kraj. Kako je molekul kiseonika elektronegativniji, te privlači elektronske parove iz veza sa atomima vodonika on predstavlja negativan kraj molekula, a dva atoma H kako su sada "ogoljena" predstavljaju + kraj molekula.

Zato molekul vode i prilazi rešetci NaCl i orjentiše se i rastvara NaCl. Na je + a Cl - kod molekula NaCl, pa se voda orjentiše tako da + deo molekula vode (2 atoma H) priđe negativnom Cl, a kada ka  pozitivnom Na priđe molekul vode on se orjentiše sa svojim - krajem (atom O).